equilibrios quimicos

Prévia do material em texto

Processos reversíveis e irreversíveis 
O gelo, quando é aquecido a temperatura superior a 0ºC, ao nível do mar, transforma-se em 
água líquida. Se essa mesma água for resfriada a uma temperatura de 0ºC ou menos, voltará forma 
sólida. Isso caracteriza um processo de transformação reversível. 
 
 
 
 
 
Todos os processos que envolvem mudanças de estados físicos são considerados reversíveis. 
 vaporização 
Água (liquida) → água(vapor) 
 condensação 
Água (liquida) ← água(vapor) 
 
A água líquida se transforma em vapor pela vaporização, podendo voltar ao estado inicial por 
resfriamento na condensação. 
O etanol(C2H6O), ao reagir com oxigênio(O2), Produz CO2 e H2O no processo de combustão, 
C2H6O(ℓ) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3HO2(g) 
 
 
 Combustão do álcool 
 
 
Na reação de combustão do álcool não é possível realizar o processo inverso. Nesse caso, 
existe um processo irreversível. 
 
O equilíbrio químico é estudado em reações reversíveis nas quais reagentes formam 
produtos(reação) e produtos reagem entre si reconstituindo os reagentes (reação inversa) 
 
 DIRETA(V1) 
 
REAGENTES PRODUTOS 
 INVERSA(V2) 
 
A reação direta e inversa acontece continua e simultaneamente 
A seguir estão destacadas algumas observações importante. 
● O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados 
● Temperaturas e pressão devem ser constantes. 
● No equilíbrio químico, tem-se macroscopicamente a sensação de que a reação parou, mais 
microscopicamente a reação permanece em evolução. 
● Apresentam-se reagentes e produtos, pois a reação não se processa totalmente. 
No início da reação, a velocidade da reação direta(V1) é alta; com o passar do tempo, os 
reagentes vão se transformando em produtos e a velocidade da reação direta começa a cair. 
Consequentemente, a concentração dos produtos aumenta e estes reagem entre si, reconstituindo 
os reagentes, e a velocidade da reação inversa(V2) aumenta. 
Em dado tempo, a velocidade da reação direta (V1) é idêntica à velocidade da reação 
inversa(V2). Nesse ponto, o sistema atingiu o equilíbrio químico dinâmico. 
V1 = V2 constante de equilíbrio 
 
Observe os gráficos da variação da velocidade e da concentração dos reagentes e produtos da 
reação direta e inversa em função do tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 T = tempo no qual o equilíbrio é atingido 
UNIDADE JOAQUIM NUNES MACHADO – SESI 
Goiana, .........../ .........../ 2019. 
Professor (a): Valter de Jesus Brito. Série: 2º do Ensino Médio, sala A( ), B( ) ou C( ) 
 
Estudante: .......................................................................................................... 
Conteúdo (s) vivenciado(s) para esta avaliação: Equilíbrio químico - página 434 
A concentração constante identifica o sistema em equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Saiba mais 
Cárie dental 
Os dentes são protegido por uma película de esmalte de, aproximadamente, 2 mim de espessura, 
composta de uma substância denominada hidroxiapatita, Ca(PO4)3OH. Quando ocorre a dissolução 
(processo nomeado desmineralização), íons em solução vão para a saliva. 
 Ca(PO4)3OH → 5Ca
2++ 3PO3-4 + OH
- 
Pelo fato de os fosfatos de alcalinoterrosos serem insolúveis, a reação apresentada 
anteriormente acontece em baixo proporção. O processo inverso é denominado mineralização, que é 
a defesa natural do organismo contra a cárie dental. 5Ca2++ 3PO3-4 + OH
- → Ca(PO4)3OH 
Nas crianças, a mineralização é mais rápida que a desmineralização; nos adultos, esses 
fenômenos acontecem praticamente à mesma velocidade. Após cada refeição, as bactérias que 
estão presentes na boca degradam os alimentos, produzindo ácidos (láctico e acético, 
principalmente). A produção de ácidos é maior quanto a comida apresenta altos índices de açúcares, 
como doces e bebidas açucaradas. O aumento da concentração de ácidos faz com que a quantidade 
de íons OH- diminua, o que favorece a desmineralização dentária. Uma vez debilitada a película 
protetora de esmalte, a cárie tem início. A maioria das pastas de dente tem bicarbonato em sua 
composição para basificar a saliva e aumenta a quantidade de íons OH-, o que favorece a 
mineralização dentária. As pastas também apresentam fluoretos, que podem substituir o OH- 
durante o processo de mineralização, conforme é mostrado na reação adiante. 
Ca(PO4)3F 5Ca
2++ 3PO3-4 + F
- 
 
Constante de equilíbrio(Kc) 
A constante de equilíbrio Kc denomina-se constante de equilíbrio em função das 
concentrações molares. Considera-se então o mesmo equilíbrio, representado pela equação geral: 
 (V1) 
 aA + bB cC + dD 
 
 (V2) 
Para reação direta: Para reação inversa: 
V1 = K1. [A]
a.[B]b V2 = K2. [C]
c.[D]d 
 
No equilíbrio →V1 = V2 
K1. [A]
a.[B]b = K2. [C]
c.[D]d 
 
K1 = [C]
c.[D]d Kc = [C]
c.[D]d 
K2 [A]
a.[B]b [A]a.[B]b 
 
Exemplo: H2(g) + l2(g) ↔ 2Hl(g) 
v1 = k1 · [H2] · [l2] v2 = k2 · [Hl]
2 
 
No equilíbrio, v1 = v2 
 
k1·[H2]·[l2] = k2 · [Hl]
2 
 
k1 = [Hl]
2 k2 = [H2] · [l2] 
 
kc = [HI]
2 = constante 
 [H2]·[l2] 
 
A esse valor numérico foi dado o nome de Constante de equilíbrio em termos de concentração 
(Kc). 
kc = [produtos] 
 [reagentes] 
 
A seguir, estão destacadas algumas observações importantes sobre a constante de equilíbrio (Kc). 
 
• Só fazem parte de equação do Kc as substâncias químicas que podem sofrer variações em suas 
concentrações em quantidade de matéria, como substâncias no estado gasoso e aquoso (em 
solução). 
 
• Substâncias sólidas apresentam concentrações molares constantes, importando apenas a 
superfície de contato entre os reagentes; portanto, não farão parte do 
Kc, bem como o solvente do meio. 
 
• ↑Kc = ↑[Produtos] 
 
Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp) 
A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é semelhante à definição do Kc. 
Adotando a mesma equação usada para definir Kc é possível obter: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Kp =(pNH3)
2 
 [pN2]·[pH2]
3 
A constante Kp é utilizada apenas para sistemas gasosos, já que a pressão parcial de sólidos e 
líquidos é praticamente desprezível. 
 
Relação entre Kc e Kp Kp = Kc · (RT)∆n 
Nesse caso: 
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais; 
Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações molares; 
R = constante universal dos gases perfeitos; 
T = temperatura em Kelvin do equilíbrio; 
∆n = variação do número de mols (somatório do número de mols dos produtos – somatório do 
número de mols dos reagentes). 
 
 
Exemplo: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
∆n = 2 – (1 + 3) = –2 
∆n = –2 
Kp = Kc · (RT)–2 
 
 
Grau de equilíbrio (α) 
Grau de equilíbrio (α) é a razão entre o número de mols que reagem na reação e o número 
de mols inicial. 
 
 
Exercícios resolvidos 
 
1. Observe o gráfico a seguir, relativo ao estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a 298K, do 
tipo: 2A(aq) + 2B(aq) 3C(aq) + D(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Qual é o valor da constantede equilíbrio (Kc) para essa reação? 
 
Kc = [C]
3·[D] → Kc = [6]
3·[2] → Kc = 432/16 → Kc = 27 
 [A]2·[B]2 [4]2·[1]2 
 
 
2. Em uma experiência realizada a determinada temperatura T, chegou-se à seguinte reação: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). 
No início da reação, foram colocados 2 mols de gás nitrogênio e 4 mols de gás hidrogênio. Ao atingir 
o equilíbrio, notou-se que a reação havia formado 1,5 mol de gás amônia. Sabendo que o recipiente 
tem capacidade para 1ℓ, calcule o valor da constante de equilíbrio (Kc) para a reação e o grau de 
equilíbrio em relação a N2. 
 
 
 
 
Quando o sistema atinge o equilíbrio há 1,5 mol de NH3. Como na equação o coeficiente da amônia 
na reação é 2, o valor de x é igual a 0,75 mol. Depois, basta realizar a substituição dos valores de x. 
 
 
 
 
 
 
 
Kc = [NH3]
2 → Kc = [1,5]
2 → Kc = [1,56] → Kc = 0,23mol
-2ℓ-2 
 [N2]·[H2]
3 [1,25]·[1,75]3 [1,25]·[5,36] 
 
Grau de equilíbrio → α = número de mols que reagem → α =0,75/2 → α = 0,375 ou 37,5% 
 número de mols inicial 
 
Atividades de fixação 
 
1. Escreva a expressão da constante de equilíbrio químico em função das concentrações molares 
para: 
a) 2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) Kc = ___________________________________________ 
 
b) C(s) + O2(g) CO2(g) Kc = ___________________________________________ 
 
c) NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g); Kc = ___________________________________________ 
 
d) H2(g) + I2(g) 2HI(g) Kc = ____________________________________________ 
 
2. (UFMS) Um dos mais importantes usos da amônia é como reagente na primeira etapa da rota 
sintética para produção de ácido nítrico. Essa primeira etapa, não balanceada, ocorre de acordo com 
a equação: NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(g) 
A expressão para a constante de equilíbrio dessa reação é: 
a) Keq = [NH3][O2] b) Keq = [NO]
2[H2O]3 
 [NO][H2O] [NH3]
2[O2]
5 
 
c) Keq = [NO]
4 d) Keq = [NO]
4[H2O]
6 
 [NH3]
4[O2]
5 [NH3]
4 [O2]
5 
 
e) Keq = [NH3]
4[O2]
5 
 [NO]4[H2O]
6 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
3. Observe o gráfico a seguir, relativo ao estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a 298 K, do 
tipo: A(aq) + 3B(aq) C(aq) + 3D(aq). 
 
 
 
 
 
 
Qual o valor da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação? 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
4. (UDESC) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação 
representada pela equação química adiante: 2NO(g) + O2 2NO2(g) 
sabendo que nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema existem as 
seguintes concentrações dos compostos no equilíbrio: 
[NO] = 1,0 mol/ℓ; [O2]= 1,5 mol/ℓ; [NO2] = 0,1 mol/ℓ 
a) 1,5 mol/ℓ. b) 0,0066 mol/ℓ. c) 0,066 mol/ℓ. d) 0,66 mol/ℓ. e) 6,66 mol/ℓ. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
5. (UFC-CE) Considerando um reservatório mantido à temperatura constante, tem-se estabelecido o 
equilíbrio químico: 
PCℓ5(g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g) 
sendo que as pressões parciais no equilíbrio são pPCℓ5 = 0,15 atm, pPCℓ3 = 0,30 atm e pCℓ2 = 0,10 
atm. Assinale a alternativa correta para o valor de Kp (em atm) da reação. 
a) 0,05 b) 0,10 c) 0,15 d) 0,20 e) 0,25 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
6. (FMP-RJ) O corpo humano é uma fábrica química, e, mesmo assim, aparentemente, permanece 
inalterado dia após dia. Tal situação está relacionada com as inúmeras reações químicas reversíveis, 
que estão em equilíbrios dinâmicos. Considere a seguinte reação química, dentro de um recipiente 
fechado, a temperatura constante: H2(g) + I2(g) 2Hl(g). 
O gráfico a seguir apresenta as concentrações das substâncias envolvidas ao longo do tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base no gráfico e nos respectivos valores do estado de equilíbrio químico alcançado por cada 
componente da reação, afirma-se que o valor da constante de equilíbrio para a reação é 
a) 8. b) 10. c) 16. d) 25. e) 100. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 
7. (UEG-GO) Considere um recipiente fechado contendo 1,2 mol de uma espécie química AB(g), a 
certa temperatura. Depois de certo tempo, verificou-se que AB(g) foi decomposto em A2(g) e B2(g) até 
atingir o equilíbrio químico, em que se constatou a presença de 0,45 mol de B2(g). O grau de 
dissociação, em porcentagem, de AB(g) nas condições apresentadas é igual a: 
a) 25. b) 50. c) 75. d) 90. 
 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 2AB A2 B2 
Início 
Reação 
Equilíbrio 
8. (Unificado-RJ) No equilíbrio químico, o deslocamento provoca um aumento do rendimento da 
reação e tem grande importância, principalmente para a indústria, pois, quanto maior a produção 
em curto tempo com a diminuição dos custos, melhor será o processo. Os fatores externos que 
podem deslocar o equilíbrio químico são: concentração, pressão e temperatura. Seja uma mistura 
de N2, H2 e NH3 em equilíbrio (síntese da amônia), na reação não equilibrada: N2 + H2 NH3. 
Nesse momento, as concentrações do N2 e H2 são: [N2] = 1,0·10
–12 mol·ℓ–1 e [H2] = 2,0·10
–8 mol·ℓ–1. 
Considere o valor da constante de equilíbrio a 298 K como 6,125·104. O valor da concentração da 
amônia, nessas condições, em mol/ℓ, é 
a) 4·10–12. b) 5·1012. c) 6·10–32. d) 7·10–16. e) 8·10–14. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
9. (UECE) A obtenção industrial do estanho ocorre segundo a reação 
SnO2(s) + 2H2(g) Sn(s) + 2H2O(g), a 750°C. 
Sabendo que a pressão total no sistema é 0,5 atm e a pressão parcial da água é de 0,3 atm, a 
constante de equilíbrio Kp será 
a) 1,25. b) 2,25. c) 3,75. d) 4,25. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________________________________________________________________________ 
 
10. (UNESP) A produção de grafita artificial vem crescendo significativamente, uma vez que grafita 
natural de boa qualidade para uso industrial é escassa. Em atmosferas ricas em dióxido de carbono, 
a 1 000ºC, a grafita reage segundo a reação: C(grafita) + CO2(g) 2CO(g) 
A 1000°C, no estado de equilíbrio, as pressões parciais de CO e CO2 são 1,50 atm e 1,25 atm, 
respectivamente. Calcule o valor da constante de equilíbrio (Kp) para a reação nessa temperatura. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
Fatores que deslocam o equilíbrio químico 
O conteúdo destacado na seção a seguir exemplifica o estudo sobre fatores que deslocam o 
equilíbrio químico. 
 
Saiba mais 
Você já viu aquele bibelô popularmente conhecido como “galo do tempo”? Funciona da 
seguinte maneira: quando a previsão é de chuva, ele adquire uma coloração rósea, e quando a 
previsão não é de chuva, fica com uma coloração azulada. Não existe nenhum rigor meteorológico 
nesse artefato, porque a previsão do tempo requer muitas informações climáticas, como umidade, 
pressão e temperatura. 
Mas por que o galo do tempo muda de cor? 
Existem sais que adquirem cores diferentes na presença de ar seco e de ar úmido. Um deles é o 
CoCℓ2 (azul), que na presença de ar úmido se transforma em CoCℓ2·2H2O(s) (róseo). 
CoCℓ2(s) + 2H2O(ℓ) CoCℓ2·2H2O(s) 
 
 
 
 
 
 
 
O funcionamento é bem simples. Quando o tempo está propício para chuva, ocorre um 
aumento na concentração de H2O na atmosfera, fazendo com que a reação tenha deslocamento no 
sentido da reação direta, então o galo fica com a coloração rosa. 
Nos dias em que o clima está seco, a umidade do ar é baixa e faz com que o sal fique anidro 
(sem água). Isso favorece a reação inversa, então o galo adquire a coloração azul. 
 
Além da reação que ocorre com o galo do tempo, inúmeras outras 
reações reversíveis ocorrem em processos industriais e biológicos que visam 
melhorar o rendimento das reações para aumentar a quantidade do produto 
que é desenvolvido na empresa, bem como entender o funcionamento dos 
processos respiratórios, a acidez do sangue, a absorção de nutrientes e de 
medicamentos, entre outros. 
As reações de equilíbrio podem sofrer modificações em função dos 
fatores de equilíbrio a que o sistema está submetido. Henry Louis Le Châtelier 
estudou a influência de fatores como pressão, temperatura e concentração dos reagentes, que 
podem deslocar o equilíbrio químico. 
Por meio de suas observações, esse químico industrial francês formulou o Princípio da Fuga 
ante a Força ou, como é conhecido, Principio de Le Châtelier. 
Segundo esse princípio, o equilíbrio químico é deslocado para a direita contrária aquela em 
que a força é exercida, a fim de anular a perturbação causada por ela. Ou seja, o sistema tende a 
consumir o acréscimo de pressão, temperatura e concentração aplicada sobre ela. 
 
Aplicando-se uma perturbação qualquer a um sistema em equilíbrio, o sistema responderá 
minimizando o efeito dessa perturbação e restaurando o equilíbrio sob um novo conjunto de 
condições. 
 
A expressão deslocar o equilíbrio representa uma nova condição de equilíbrio, a qual 
favorecerá um dos sentidos da reação. Quando uma reação está se deslocando para a direita, 
significa que está aumentando a quantidade dos produtos da reação e diminuindo a dos reagentes; 
quando está deslocando para a esquerda, ocorre o inverso, ou seja, aumenta a concentração dos 
reagentes e diminui a dos produtos. 
 
Pressão 
Atua de maneira significativa em sistemas gasosos, não representando grandes alterações 
para sistemas líquidos ou sólidos. 
Sabe-se, pelas leis físicas dos gases, que o aumento da pressão a temperatura constante leva à 
redução do volume do sistema. Dessa forma, o aumento de pressão desloca(favorece) o equilíbrio 
para o lado de menor volume, e a redução da pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior 
volume. 
 Favorece 
Aumento da pressão → Menor volume 
 Favorece 
Diminuição da pressão → Maior volume 
Exemplo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Observando essa equação, identificam-se quatro volumes molares (1 do N2 e 3 do H2) no 
primeiro membro e dois volumes molares no segundo membro (2 do NH3). Logo, um aumento de 
pressão desloca o equilíbrio para a direita (menor volume), assim como uma redução de pressão 
desloca o equilíbrio para a esquerda (menor volume). 
No destaque a seguir encontra-se um caso em que esse processo é visível. 
 
Considere a reação em equilíbrio a seguir. 
2NO2(g) + O2(g) 2NO2(g) 
Incolor Castanho 
O aumento da pressão total sobre o sistema aumenta o produto de NO2(g), de acordo com o 
favorecimento do equilíbrio para a direita (menor volume) que pode ser evidenciado pelo 
aparecimento da coloração. 
 
 
 
Temperatura 
Existem processo que ocorrem com absorção(endotérmicos) e outros que acontecem com 
liberação de calor (exotérmicos). 
Os processos endotérmicos são facilitados com o aumento de temperatura do sistema; já os 
exotérmicos são facilitados com a redução de temperatura. 
 Favorece 
Aumento da temperatura → Processo endotérmico (absorve calor) 
 Favorece 
Diminuição da temperatura → Processo exotérmico (libera calor) 
 
Exemplo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = -22kcal/mol 
O processo químico mostrado nessa reação, no sentido direto (esquerda) para a direita; é 
exotérmico, porque a variação de entalpia é negativa; a reação inversa (direta para a esquerda) é 
endotérmica. Quando a temperatura do sistema aumenta, o equilíbrio é deslocado(favorecido) para 
a esquerda (sentido endotérmico); quando a temperatura do sistema é reduzido, o equilíbrio é 
deslocado(favorecido) para a direita (sentido exotérmico). 
 
Concentração molar 
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, o sistema é deslocado(favorecido) no sentido de 
consumir a perturbação provocada sobre ele. Dessa forma, aumentando a concentração de um 
participante do processo, o equilíbrio é deslocado(favorecido) no sentido de consumir esse 
acréscimo de concentração. Quando certa quantidade de um participante do processo é tirada, o 
equilíbrio é deslocado (favorecido) no sentido de refazer a quantidade retirada. 
 Favorece 
Aumento da concentração → Consumo (lado oposto) 
 Favorece 
Diminuição da concentração → Reposição (mesmo lado) 
 
Exemplo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Aumentando a concentração de N2 ou H2, o equilíbrio será deslocado(favorecido) para a 
direita. Aumentando a concentração de NH3, o equilíbrio será deslocado(favorecido) para a 
esquerda. Retirando certa quantidade de N2 ou H2, o equilíbrio será deslocado (favorecido) para a 
esquerda. Retirando certa quantidade de NH3, o equilíbrio será deslocado(favorecido) para a direita. 
 
Fique ligado 
● O equilíbrio se desloca até se reajustar a uma nova situação de equilíbrio. 
● O catalizador não desloca o equilíbrio químico; ele faz apenas com que o equilíbrio químico seja 
atingido mais rapidamente. 
 
Saiba mais 
LENTES FOTOCROMÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
Lentes fotocromáticas são aquelas que escurecem na presença da luz do Sol e clareiam em 
ambientes escuros. Essas lentes contem cristais de cloreto de prata(AgCℓ) incorporados diretamente 
ao vidro. Quando os raios ultravioletas do Sol atingem as lentes, elas escurecem por causada 
redução dos íons prata(Ag+) a prata metálica(Ag); já os íons cloro(Cℓ-) são oxidados a cloro 
elementar(Cℓ), de acordo com o seguinte sistema em equilíbrio: 
AgCℓ + energia luminosa Ag + Cℓ 
 Incolor Escuro 
Quando as lentes são submetidas a um ambiente de baixa luminosidade, a reação é inversa: a prata 
e o cloro elementar retidos no vidro da lente unem-se, formando os cristais de cloreto de prata, os 
quais clareiam a lente. 
 
RECIFES DE CORAIS 
Os recifes de corais são encontrados apenas em águas quentes. Esse fato é determinado pela 
pequena quantidade de CO2 dissolvido nas águas quentes. Isso faz com que o equilíbrio químico 
representado a seguir seja deslocado no sentido de formação de CaCO3(s), elevando sua precipitação 
e aumentando o volume dos recifes de corais. 
Ca2+(aq) + 2HCO
-
3(aq) CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(ℓ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Recifes de corais 
Efeito do íon-comum 
Esse fenômeno de deslocamento do equilíbrio iônico segue o Princípio da Fuga ante a Força 
de Le Châtelier, tendo como principal objetivo reduzir a ionização ou dissociação do eletrólito, 
reduzindo sua força. Considera-se o seguinte equilíbrio da ionização do ácido acético: 
CH3COOH(aq) CH3COO
-
(aq) + H
+
(aq) 
Adicionando à solução aquosa desse ácido o sal acetato de sódio (CH3COOH
-Na+), que têm o íon 
acetato(CH3COO
-) em comum, o equilíbrio químico será deslocado para a esquerda, acarretando a 
diminuição da ionização do ácido acético. 
 
11. Determine para qual lado será deslocado (favorecido) o equilíbrio químico da reação 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H = –22 kcal 
quando o sistema é submetido às seguintes alterações: 
a) aumento de H2. _________________________________________________ 
b) aumento de NH3. _________________________________________________ 
c) retirada de N2. _________________________________________________ 
d) aumento da pressão. ______________________________________________ 
e) aumento da temperatura. __________________________________________ 
f) adição de uma catalisador. __________________________________________ 
 
12. (UFC-CE) A aplicação do Princípio de Le Châtelier possibilita o controle da direção e da extensão 
de uma determinada reação química. Um exemplo típico é o equilíbrio entre as formas cor de rosa e 
azul dos íons cobalto. 
[Co(H2O)]
2+
(aq) + 4Cℓ
–
(aq) [CoCℓ4]
2+
(aq) + 6H2O(ℓ) ∆H = 120 cal/mol 
 cor de rosa azul 
Assinale a alternativa que apresenta uma ação sobre o sistema, que favorece a formação da solução 
de cor azul. 
a) Diminuição da concentração de Cℓ–. 
b) Diminuição da temperatura. 
c) Diluição da solução. 
d) Aumento da concentração de água. 
e) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
 
13. A determinação de acidez ou basicidade de uma solução pode ser realizada por meio de 
substâncias denominadas indicadores ácido-base. Uma grande parte dos indicadores é composta por 
ácidos orgânicos fracos, que podem ser representados genericamente por HIn. A determinação da 
solução como sendo ácida ou básica é possível por causa da diferença de cor das espécies HIn e In–, 
de acordo com o equilíbrio a seguir. 
HIn(aq) H
+ + In–(aq) 
Cor A = HIn(aq) 
Cor B = H+ + In–(aq) 
Com base nas informações anteriores, determine: 
a) a cor da solução se for adicionado um pouco desse indicador em vinagre ou suco de limão 
(ácidos); 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
b) a cor da solução se for adicionado um pouco desse indicador em água sanitária (básica). 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
14. (UFMG) A amônia, NH3(g), é obtida, industrialmente, pela reação entre os gases hidrogênio e 
nitrogênio, representada nesta equação: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H < 0 
O processo industrial é feito em alta pressão e alta temperatura, em condições de equilíbrio. Obtida 
a amônia, a mistura de gases é borbulhada em água líquida, o que permite separar a amônia do 
nitrogênio e do hidrogênio que não reagiram. Considerando-se essas informações, é correto afirmar 
que 
a) o Princípio de Le Châtelier prevê que se forma mais amônia num equilíbrio em alta temperatura. 
b) a reação de formação da amônia é mais rápida que sua decomposição pela reação inversa, no 
equilíbrio. 
c) o rendimento em amônia é maior num equilíbrio em alta pressão. 
d) o borbulhamento da mistura dos três gases em água retém, nesse líquido, em maior quantidade, 
os reagentes nitrogênio e hidrogênio. 
15. (UFMA) O químico alemão Fritz Haber (1868–1934) foi agraciado com o prêmio Nobel em 1918 
por seu trabalho sobre a síntese da amônia. 
De uma maneira simplificada, o processo ocorre conforme a equação a seguir. 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
A 25°C os valores da constante de equilíbrio e da entalpia de reação são 3,5·108 e –92,2 kJ, 
respectivamente. 
Com relação a esse processo é verdadeiro afirmar que: 
a) a reação é endotérmica. 
b) o aumento na pressão desfavorece a formação de amônia. 
c) o aumento na pressão modifica a constante de equilíbrio. 
d) a constante de equilíbrio diminui se aumentarmos a temperatura. 
e) a adição de um catalisador modifica o valor da constante de equilíbrio da reação. 
 
16. (UFPR) A velocidade de uma reação pode ser medida verificando-se experimentalmente quanto 
de reagentes (ou produtos) são consumidos (ou gerados) num determinado intervalo de tempo. 
Dependendo das condições experimentais, a velocidade pode ser extremamente lenta ou rápida. 
Reações rápidas devem ser controladas, para que ocorram sob condições tais que possam trazer 
algum benefício prático. Já as reações muito lentas devem ser aceleradas para que a produção de 
uma determinada substância seja economicamente viável. Para que sejam alcançadas essas 
condições é necessário compreender algumas condições que influenciam a velocidade de uma 
reação. 
A alternativa que não representa um fator que altera a velocidade de uma reação é 
a) concentração dos reagentes. 
b) número de colisões efetivas. 
c) superfície de contato. 
d) temperatura. 
e) variação de entalpia da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio iônico 
Todos os equilíbrios químicos que envolvem íons são denominados equilíbrios iônicos. Os 
processos de formação de íons em solução são conhecidos como ionização(compostos covalentes 
polares) e dissociação iônica(compostos iônico). São processos reversíveis que constituem, após 
certo tempo de reação, um sistema em equilíbrio químico. 
Esse tipo de equilíbrio químico acontece entre a fase iônica da solução e a não ionizada ou 
molecular. Os equilíbrios iônicos apresentados a seguir são formados por ácidos e bases moderados 
e fracos. 
 
Ácidos 
Saiba mais 
Qual é o ácido mais forte do mundo? 
É o fluorantimônico, cuja acidez supera a mais alta encontrada na natureza: o ácido sulfúrico 
a quase 100%. A mistura do fluorídrico com pentafluoreto de antimônio é considerada a mais forte 
entre os superácidos e foi criado para reagir com materiais que outros não dão conta. A 
concentração de um ácido é medida por meio da quantidade de íons do tipo H+, que iniciam as 
reações químicas com outras substâncias. O fluorantimônico tem 20 quintilhões de vezes mais íons 
que o sulfúrico, porém, apesar de “poder”, ele não é capaz de corroer tudo – já que a corrosão não 
depende da força, mas da interação química das substâncias. Uma coisa, porém, é certa: quando a 
corrosão ocorre, os danos são irreversíveis. 
A força de um ácido é medida pela quantidadede H+, Ácidos fortes apresentam elevadas 
constantes de equilíbrio, por causa de sua elevada ionização. Já ácidos fracos, por ionizarem pouco, 
têm baixos valores de constantes de equilíbrio. A ionização do ácido clorídrico, um ácido muito forte, 
ocorre da seguinte maneira: 
 
 
 
 
 
 
 
Os gráficos a seguir 
representam a comparação entre a ionização de um ácido forte e a de um fraco 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na ionização de um ácido forte, ocorre formação de grande quantidade de íons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na ionização do ácido fraco, ocorre formação de pequena quantidade de íons em solução 
 
Por meio da constante de equilíbrio, pode-se calcular a concentração de cada espécie em 
equilíbrio. A constante de equilíbrio químico, em termos de concentração, é simbolizado por Kc. A 
seguir, há um exemplo de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
Considerando que a água é o solvente, pode-se observar que sua quantidade de matéria 
praticamente não varia. Logo, pode-se concluir que ela é constante pela seguinte lógica: 1ℓ de água, 
há aproximadamente mil gramas e, como a massa molar é 18g/mol, a quantidade de matéria será 
aproximadamente 55,5mol/ℓ. 
 O valor de Kc pode ser denominado Ki(constante de equilíbrio iônico) para esse tipo de 
sistema. Assim, pode-se escrever Ki = [H3O
+].[CN-] 
 [HCN] 
 
Bases 
Base fortes são quase totalmente dissociadas em água, e as fracas apresentam pequena 
dissociação. A seguir, é apresentada a dissociação de uma base fraca e o equilíbrio iônico descrito. 
 
 NH3(g) + H2O NH4
+ + OH- 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de equilíbrio químico: Ki = [NH4
+
].[ OH-] 
 [NH3] 
Fique ligado 
▪ Ki pode ser denominado Ka, nos processos de equilíbrio iônico envolvendo ácidos. 
▪ Ki também pode ser denominado Kb, nos processos de equilíbrio iônico envolvendo bases. 
▪ Do mesmo modo que ocorre com o Kc, os valores de Ka e Kb variam com a temperatura. 
 
Grau de ionização ou dissociação (α) 
O grau de ionização ou dissociação é dado pela relação entre o número de mols ou de 
moléculas que ionizaram ou dissociam e o número de mols ou de moléculas que foram dissolvidos 
na água. α = n. mols ionizados/n. mols inicial 
Quanto maior o α, maior a força do ácido ou da base. 
 
Ex3: Determine o valor da constante de acidez(Ka) para uma solução 0,1mol/ℓ de ácido acético 
representando por HAc, sabendo que está 3% ionizado. 
0,1mol/ℓ/x = 100%/3% →100x = 0,3 → x = 0,3/100 → x = 0,003mol/ℓ ou 10-3mol/ℓ então 
0,1-0,003 = 0,097 
 
 HCℓ(aq) H
+
(aq) + Cℓ
-
(aq 
Início 0,1mol/ℓ 0 0 
(reage) (reage) (reage) 
Reage/produz 0,1 – x x X 
Equilíbrio 0,097 3.10-3 3.10-3 
Substituindo os valores na constante de equilíbrio, tem-se. 
Ka = [H
+
].[ Ac
-
] → Ka = [3.10
-3
].[ 3.10-3] → Ka = [9.10
-6
] → Ka = 0,93.10
-4
 → Ka = 9,3.10
-5
 
 [HAc] [9,7.10
-2
] [9,7.10-2] 
 
17. Determine o valor da constante de acidez(Ka) para uma solução 0,1mol/ℓ de HCℓ que apresenta 
um grau de ionização de 92%. 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 
 
 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
Pelos resultados dos valores das constantes de ionização dos dois ácidos, é possível concluir 
que o ácido clorídrico é mais forte que o ácido acético, pois apresenta maior constante de ionização. 
 
18. (UEL) No estudo cinético de uma reação representada por, colocaram-se os seguintes dados: 
 
 
 
 
 
 
A velocidade da reação pode ser expressa pela equação 
a) v = K[A]2. b) v = K[A]2. c) v = K[A][B]. d) v = K[A]2[B2]. e) v = K[A][B]
2. 
 HCℓ(aq) H
+
(aq) + Cℓ
-
(aq) 
Início 
Rege/produz 
Equilíbrio 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 
Poliácidos e polibases 
Existem ácidos com mais de uma etapa de ionização, denominados poliácidos ou 
polipróticos. Para esses ácidos, cada etapa de ionização tem um valor de Ka, sendo o primeiro 
valor maior que os demais, conforme o seguinte exemplo genérico: 
H2CO3 + H2O H3O
+ + HCO3
- K1 = 4,31.10
-7 
 
HCO3 + H2O H3O
+ + CO3
2- K2 = 5,31.10
-11 
 
Para bases com mais de uma hidroxila(polibase), ocorre o mesmo processo, no qual há várias 
etapas de dissociação e vários valores de Kb, sendo o primeiro sempre maior que os demais, 
conforme o exemplo. 
 
Ca(OH)2 CaOH
+ + OH- K1 = 4.10
-2 
 
 CaOH+ Ca2+ + OH- K2 = 3,74.10
-3 
Pode-se observar que K1 > K2 (a segunda ionização ou dissociação é mais difícil que a 
primeira). 
Quanto mais ionizado ou dissociado o ácido ou a base, respectivamente, maior sua força. O valor da 
constante é diretamente proporcional à concentração de íons formados. Por isso, pode-se afirmar 
que, 
▪ quanto maior o valor de Ka, mais ionizado o ácido, sendo ele um ácido forte; 
▪ quanto maior o valor de Kb, mais dissociação da base e mais forte será. 
 
Ex4: (UEG-GO) A presença de tampão é fundamental para manter a estabilidade de ecossistemas 
menores, como lagos, por exemplo. Íons fosfato, originários da decomposição da matéria orgânica, 
formam um tampão, sendo um dos equilíbrios expressos pela seguinte equação: 
H2PO
-
4(aq) HPO
2-
4(aq) + H
+
(aq) 
Se no equilíbrio foram medidas as concentrações molares [H2PO4
-] = 2mol.ℓ-1, [HPO4
2-] = 1mol.ℓ-1, e 
[H+] = 0,2mol.ℓ-1, o valor da constante de equilíbrio é: 
a) 2 b) 0,2 c) 0,1 d) 0,01 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
19. (FPS-PE) Uma solução aquosa 0,10mol.ℓ-1 de um ácido fraco (HA) apresenta uma concentração 
de H+ igual a 1.0.10-2 mol/ℓ-1 em 298K. Qual é o valor da constante de acidez desse ácido? 
a) 1,1.10-6 b) 9,0.10-2 c) 1,0.10-4 d) 1,0.10-2 e) 1,1.10-3 
 
 HA H
+
 + A
-
 
inicio 
Reage/produz 
Equilíbrio 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
20. (UEM-PR) Considere que, a 25ºC, temos uma solução ácida aquosa(ácido monoprótico) com 
concentração 0,02mol/ℓ e cujo grau de ionização do ácido é 15%. A essa temperatura, o valor da 
constante de ionização do ácido (Ka) é, aproximadamente, 
a) 5,3.10-8. b) 4,5.10-8. c) 5,3.10-4. d) 0,0045. e) 4,5.10-4. 
_______________________________________________________________________ 
 
 HÁ H
+
 + A
-
 
inicio 
Reage/produz 
Equilíbrio 
 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
21. (PUC-Minas-MG) A seguir estão tabeladas as constantes de ionização (Ka) em solução aquosa a 
25º C. 
ácido Ka(25ºC) 
HBrO 2.10-9 
HCN 4,8.10-10 
HCOOH 1,8.10-4 
HCℓO2 4,9.10
-3 
A ordem decrescente de acidez está corretamente representada em: 
a) HCℓO2 > HCOOH > HBrO> HCN 
b) HCN > HBrO > HCOOH > HCℓO2 
c) HCℓO2 > HCOOH > HCN > HBrO 
d) HCOOH > HCℓO2 > HBrO > HCN 
e) HCℓO2 > HBrO > HCOOH > HCN 
 
Lei da diluição de Ostwald 
Wilhelm Ostwald é considerado “pai” da físico-química. Entre suas contribuições, destacam-se 
estudo importantes sobre catálise, pelos quais recebeu o prêmio Nobel, em 1909. 
A Lei de Ostwald relata os fenômenos de dissociação dos eletrólitos nas dissoluções. 
Relaciona a constante de ionização(Ki), o grau de ionização(α) e a quantidade de matéria(ɱ), 
resultando na expressão Ki = α
2.ɱ 
 1-α 
Quando o ácido ou a base forem fracos ou pouco ionizados(<5%), o valor de α é muito 
pequeno, e pode-se considerar que a expressão (1 - α) é aproximadamente igual a 1. 
Assim, para ácidos e bases fracos, a Lei de Ostwald pode ser expressa por Ki = α
2.ɱ 
 
Ex5: Uma solução 0,05mol/ℓ de um ácido fraco HA é 2% ionizado. Qual sua constante de ionização 
aproximadamente? 
a) 6·10-5 b) 5·10-5 c) 2·10-5 d) 4·10-5 e) 3·10-5 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
22. (FCCchagas-BA) Uma solução 0,005mol/ℓ de um ácido fraco HA é 1% ionizado. Qual é, 
aproximadamente, a constante de ionização: 
a) 5·10-8 b) 5·10-6 c) 5·10-5 d) 2·10-3 e) 3·10-5 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
23. (UESPI) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo acúmulo do 
Ácido Láctico (HC3H5O3) nas fibras musculares de nosso organismo. Considerando que, em uma solução aquosa 
0,100M, temos 3,7% do ácido láctico dissociado, determine o valor da constante de acidez (Ka). Dados de massa 
atômica: H=1; O=16; C=12. 
a) 1,0 x 10–1 b) 1,4 x 10–4 c) 2,7 x 10–2 d) 3,7 x 10–2 e) 3,7 x 10–3 
 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
 
 
24. (FUVEST) O estudo cinético, em fase gasosa, da reação representada por 
NO2(g) + CO → CO2(g) + NO mostrou que a velocidade da reação não depende da concentração de 
CO, mas depende da concentração de NO2 elevada ao quadrado. Esse resultado permite afirmar que 
a) o CO atua como catalisador. 
b) o CO é desnecessário para a conversão de NO2 em NO. 
c) o NO2 atua como catalisador. 
d) a reação deve ocorrer em mais de uma etapa. 
e) a velocidade da reação dobra se a concentração inicial de NO2 for duplicada.