Equilíbrio Químico: Conceitos e Constantes

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Equilíbrio químico 
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Equilíbrio físico 
H2O (l) 
Equilíbrio químico 
N2O4 (g) 
H2O (g) 
2NO2 (g) 
O Equilíbrio Químico é alcançado quando: 
•  as velocidades das reações direta e inversa são iguais e 
•  as concentrações dos reagentes e produtos permanecem 
constantes 
(incolor) (marrom) 
Equilíbrio Químico 
Δ 
N2O4 NO2 
Δ Δ 
N2O4(g) 2NO2(g)
4 
•  O ponto no qual a velocidade de decomposição: 
N2O4(g) → 2NO2(g) 
 se iguala à velocidade de dimerização: 
2NO2(g) → N2O4(g). 
é o equilíbrio químico. 
 
O Equilíbrio químico é um processo dinâmico. 
 
•  O equilíbrio químico é dinâmico porque a reação não parou: 
as velocidades das reações direta e inversa são iguais. 
 
•  A seta dupla significa que o processo é dinâmico. 
N2O4(g) 2NO2(g)
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equilíbrio 
equilíbrio equilíbrio 
N2O4(g) 2NO2(g)
Inicia com NO2 Inicia com N2O4 Inicia com NO2 e N2O4 
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constante 
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= 4,63 x 10-3 K = 
[NO2]2 
[N2O4] 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
aA + bB cC + dD
K = constante de equilíbrio 
•  K depende das concentrações de reagentes e produtos no 
equilíbrio; 
•  O mesmo equilíbrio é estabelecido não importando como a 
reação começou. 
K = 
[C]c[D]d 
[A]a[B]b 
Lei da ação das massas 
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K = 
[C]c[D]d 
[A]a[B]b 
aA + bB cC + dD
•  Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o 
equilíbrio encontra-se deslocado para a direita. 
•  Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o 
equilíbrio encontra-se deslocado para a esquerda. 
N2O4(g) 2NO2(g)
]ON[
]NO[
42
2
2=cK
Kc: constante de equilíbrio onde as concentrações 
das espécies são expressas em mol/l. 
42
2
ON
NO
2
P
P
=PK
KP: significa que as concentrações de equilíbrio 
estão expressas em termos de pressão parcial 
n
cP RTKK
Δ= )(
R = 0,0821 L.atm/K. mol 
∆n = (moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso ) 
Na maioria dos casos: Kc ≠ Kp 
N2O4(g) 2NO2(g)
O sentido da equação química e K 
N2O4(g) 2NO2(g) 2NO2(g) N2O4(g)
= 4,63 x 10-3 K = 
[NO2]2 
[N2O4] 
K = 
[N2O4] 
[NO2]2 
′ = 1 K = 216 
•  A constante de equilíbrio para o sentido inverso é o inverso 
daquela para o sentido direto. 
•  Quando uma reação é multiplicada por um número, a 
constante de equilíbrio é elevada àquela potência. 
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A + B C + D 
C + D E + F 
A + B E + F 
Kc = ′ 
[C][D] 
[A][B] Kc = ′ ′ 
[E][F] 
[C][D] 
[E][F] 
[A][B] 
Kc = 
Kc ′ 
Kc ′′ 
Kc 
Kc = Kc ′′ Kc ′ x 
•  Se uma reação puder ser expressa como a soma de duas ou 
mais reações, a constante de equilíbrio da reação global é 
dada pelo produto das constantes de equilíbrio das reações 
individuais. 
Equilíbrios múltiplos 
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Equilíbrio Homogêneo se aplica as reações nas quais todas 
as espécies envolvidas se encontram na mesma fase. 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
Kc = 
[NO2]2 
[N2O4] 
Kp = 
NO2 
P 2 
N2O4 
P 
CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) 
[H2O] = constante 
K = 
[CH3COO-][H3O+] 
[CH3COOH] 
Kc = 
[CH3COO-][H3O+] 
[CH3COOH] 
= Kc [H2O] ′ 
[H2O] = 55,5 mol/L 
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Equilíbrio Heterogêneo se aplica as reações nas quais 
reagentes e produtos se encontram em fases diferentes. 
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 
[CaCO3] = constante 
[CaO] = constante 
Kc = [CO2] 
Kp = PCO 2 
As concentrações de sólidos e líquidos puros não são 
incluídas na expressão da constante de equilíbrio. 
Neste caso, K é numericamente igual a pressão de CO2. 
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PCO 2 = Kp 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
(a) (b) 
A pressão de CO2 no equilíbrio não depende das quantidades 
de CaCO3 ou CaO 
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EXERCÍCIO: 
 
Escreva as expressão da constante de equilíbrio Kc, e KP quando 
possível, para os seguintes sistemas: 
 
(a)  HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) 
(b) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 
(c) CH3COOH(aq) + C2H5OH(aq ) CH3COOC2H5(aq) + H2O(l) 
 (d) (NH4)2Se(s) 2NH3(g) + H2Se(g) 
(e) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 
(f) P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
Q: quociente da reação 
aA + bB cC + dD
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
Q
BA
DC
=
No equilibrio, Q é constante 
KQ =
Para as reações que não atingiram o equilíbrio, obtemos o 
quociente da reação, em vez da constante de equílíbrio. 
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Q < K: o sistema procede da esquerda para a direita para 
alcançar o equilíbrio. Os reagentes tendem a formar produtos. 
Q = K: o sistema está em equilíbrio. 
Q > K: o sistema procede da direita para a esquerda para 
alcançar o equilíbrio. Os produtos tendem a formar reagentes. 
 
Prevendo o sentido da reação 
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EXERCÍCIO: 
 
No início de uma reação, há 0,249 mol de N2, 3,21 x 10-2 
mol de H2, e 6,42 x 10-4 mol de NH3 em um balão de reação 
de 3,50 L a 375 °C. Se a constante de equilíbrio (Kc) para a 
reação de é 1,2 a esta temperatura, decida se o sistema 
está em equilíbrio. Se não estiver, preveja o caminho que a 
reação irá prosseguir. 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
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Calculando as constantes de equilíbrio 
 
•  Proceda do seguinte modo: 
–  Coloque em uma tabela as concentrações iniciais e no 
equilíbrio (ou pressões parciais) fornecidas. 
–  Se a concentração inicial e no equilíbrio é fornecida para 
uma espécie, calcule a variação na concentração. 
–  Use a estequiometria na linha de variação da 
concentração apenas para calcular as variações nas 
concentrações de todas as espécies. 
–  Deduza as concentrações no equilíbrio de todas as 
espécies. 
•  Normalmente, a concentração inicial de produtos é zero. 
(Este não é sempre o caso.) 
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Uma quantidade de amônia foi dissolvida em 5,00 litros de 
água a 25°C para produzir uma solução 0,0124 mol/L de 
amônia. A solução é mantida até que alcance o equilíbrio. A 
análise da mistura em equilíbrio mostra que a concentraçào de 
OH- é 4,64 x 10-4 mol/L. Calcule a constante de equilíbrio Keq a 
25°C para a reação. 
 
 NH3(g) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
Calculando as constantes de equilíbrio 
NH3 + NH4+ + OH- 
Inicial: 0,124 0,000 0,000 
Variação: - 4,64 x 10-4 + 4,64 x 10-4 + 4,64 x 10-4 
Equilíbrio: 0,0119 4,64 x 10-4 4,64 x 10-4 
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K= [NH
+
4 ] [OH
− ]
[NH3]
K= (4, 64x10
−4 )2
0, 0119
=1,81x10−5
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Cálculo das concentrações no equilíbrio 
 
•  Os mesmos passos usados para o cálculo das constantes 
de equilíbrio são utilizados. 
•  Geralmente, não temos um número para a linha de variação 
da concentração. 
•  Conseqüentemente, precisamos supor que se produz (ou 
utiliza-se) x mol/L de uma espécie. 
•  As concentrações no equilíbrio são fornecidas como 
expressões algébricas. 
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Uma mistura de 0,500 mol de H2 e 0.500 mol de I2 foi colocada 
num frasco de aço inoxidável de 1,00L a 430 °C . A constante 
de equilíbrio Kc para a reacção H2(g) + I2(g) 2HI(g) é de 
54,3 a esta temperatura. Calcule a concentração de H2 , I2 , e 
HI no estado de equilíbrio. 
H2 + I2 2HI 
Inicial: 0,500 0,500 0,000 
Variação: - x - x + 2x 
Equilíbrio: (0,500 - x) (0,500 - x) 2x 
Calculando as concentrações no equilíbrio 
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2
2 2
[HI] = 
[H ][I ]c
K
2(2 )54.3 = 
(0.500 - )(0.500 - )
x
x x
27.37 = 
0.500 - 
 = 0.393 
x
x
x M
No equilíbrio as concentrações serão: 
[H2] = (0,500 – 0,393) = 0,107 mol/L 
[I2] = (0,500 – 0,393) = 0,107 mol/L 
[HI] = 2 x 0,393 = 0,786 mol/L 
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EXERCÍCIO: 
Uma mistura de 59,19 atm de H2 e 118,4 atm de I2 são 
colocados em um frasco para reagir. A constante de equilíbrio 
para a reação H2(g) + I2(g) 2HI(g) é 50,5 a 448°C. Quais 
são as pressões parciais de H2, I2 e HI no equilíbrio? 
 
Resposta: 
PH2= 3,85 atm 
PI2 = 63,1 atm 
PHI = 110,6 atm 
Princípio de Le Châtelier 
Se um sistema em equilíbrio for perturbado 
externamente, o sistema se ajusta de forma a 
minimizar a ação dessa perturbação. 
Adição 
H2 
Equilíbrio 
desloca para 
a direita para 
compensar a 
perturbação 
N2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g)
Variações na concentração 
N2O4(g) 2NO2(g)
Variações na concentração 
Princípio de Le Châtelier 
N2O4(g) 2NO2(g)
Variações de concentração 
Princípio de Le Châtelier 
Variações de volume e pressão 
•  À medida que diminui-se o volume, a pressão aumenta. 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
•  Se aumenta a pressão, o equilíbrio é 
deslocado para o sentido onde o número 
total de moléculas de gases é menor. 
•  Se há uma diminuição da pressão do 
sistema, o equilíbrio é deslocado para o 
sentido onde o número total de moléculas 
de gases é maior. 
Princípio de Le Châtelier 
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Princípio de Le Châtelier 
Cr(H2O)62+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl42-(aq) + 6H2O(l)
Variações na temperatura 
(rosa claro) (azul) 
Reagente'+'calor''''''''''''''''Produtos'
Endotérmica ( ΔH > 0) 
Reagente''''''''''''''''Produtos''+''calor'
Exotérmica (ΔH < 0) 
Variações na temperatura 
⇒⇒
⇒
Princípio de Le Châtelier 
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resfriar aquecer 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
Princípio de Le Châtelier 
Variações na temperatura 
(marrom) (incolor) 
Dois balões com NO2 e 
N2O4 em equilíbrio 
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Adição de um catalisador 
 
•  não afeta a composição de um sistema em equilíbrio 
•  o sistema irá atingir o equilíbrio mais rapidamente 
Catalisador reduz Ea para 
ambas as reações direta e 
inversa. 
Princípio de Le Châtelier 
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N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH0 = -92.6 kJ/mol 
O Processo de Haber: produção industrial da amônia O Processo de Haber: produção industrial da amônia 
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A vida em altas altitudes e a produção de hemoglobina 
Kc = 
[HbO2] 
[Hb][O2] 
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq) 
Homeostase 
Elevadas altitudes pode causar 
dores de cabeça, náuseas, fadiga 
entre outros incômodos. 
HIPÓXIA 
De acordo com o Princípio de Le 
Châtelier, como evoluirá o sistema 
se ocorrer uma diminuição da 
concentração de O2? 
Hb: hemoglobina 
HbO2 : oxi-hemoglobina 38 
Considere o seguinte sistema em equilíbrio: 
 
N2F4(g) 2NF2(g) ΔH° = 38.5 kJ/mol 
 
Preveja as alterações no equilíbrio se: 
(a) a mistura reacional é aquecida a volume constante; 
(b) parte do gás N2F4 é removido da mistura em reação à 
temperatura e volume constante; 
(c) a pressão sobre a mistura reacional é diminuída a uma 
temperatura constante; 
(d) um catalisador é adicionado à mistura de reação . 
EXERCÍCIO: