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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Professora: Fabrícia Nunes de Jesus Guedes
Cursos: Engenharias Minas/Ambiental
Disciplina: Físico-química 1 
João Monlevade, 2020 1
SUMÁRIO
1- Introdução – Equilíbrio Químico
2- Lei de ação das massas.
3- Estado de equilíbrio
4- Características das situações de equilíbrio
5- Equilíbrio e a ação da Lei das massas
6- Constante de equilíbrio
7- Abordagem termodinâmica
8-Referências bibliográficas 2
3
Reações reversíveis
Quantidade de 
reagentes
Massas, pressão, 
temperatura, volume, 
concentração
Condições de 
equilíbrio Espontaneidade
EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
1- INTRODUÇÃO
4
EQUILÍBRIO QUÍMICO
É a parte da química que
estuda as reações reversíveis e
as condições para o
estabelecimento desta atividade
equilibrada.
1- INTRODUÇÃO
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Um equilíbrio químico é a
situação em que a proporção
entre as quantidades de
reagentes e produtos em
uma reação química se mantém
constante ao longo do tempo.
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1- INTRODUÇÃO
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Reações reversíveis:
Ocorrem nos dois sentidos.
No decorrer do tempo:
↓ V direta
↑ V inversa
 A e B vão sendo consumidos e
gerados C e D
6Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• No equilíbrio, tanto de N2O4 reage para
formar NO2 quanto de NO2 reage para formar
outra vez N2O4:
• A seta dupla significa que o processo é
dinâmico.
• Considere:
Reação direta: A  B Velocidade = kf[A]
Reação inversa: B  A Velocidade = kr[B]
• No equilíbrio kf[A] = kr[B].
N2O4(g)  2NO2(g)
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EQUILÍBRIO DINÂMICO
Ponto no qual a velocidade de
decomposição:
N2O4(g)  2NO2(g)
se iguala à velocidade de 
dimerização: 
2NO2(g)  N2O4(g).
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• O equilíbrio é dinâmico porque a reação não
parou: as velocidades opostas são iguais.
• Considere o N2O4 congelado:
apenas o sólido branco está
presente. Ao nível microscópico,
estão presentes apenas moléculas
de N2O4.
• À medida que a substância
esquenta, ela começa a se
decompor:
N2O4(g)  2NO2(g)
• Uma mistura de N2O4 (inicialmente
presente) e NO2 (inicialmente
formado) mostra-se marrom claro.
• Quando NO2 suficiente é formado,
ele pode reagir para formar N2O4:
2NO2(g)  N2O4(g).
8Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Para um equilíbrio, escreve-se:
• À medida que a reação progride
– [A] diminui para uma constante,
– [B] aumenta de zero para uma constante.
– Quando [A] e [B] são constantes, o equilíbrio é alcançado.
• Alternativamente:
– kf[A] diminui para uma constante,
– kr[B] aumenta de zero para uma constante.
– Quando kf[A] = kr[B], o equilíbrio é alcançado.
 O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos
quantitativos foi proposto pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter
Waage em 1864
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2- LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
“A velocidade de uma reação química é diretamente 
proporcional às concentrações dos reagentes”. 
 A velocidade da reação direta (V1) é igual à velocidade da reação inversa (V2).
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3- ESTADO DE EQUILÍBRIO
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Reação direta: 
Reação inversa: 
Figura 1. Velocidades das Reações direta e 
inversa em função do tempo
Atingir o estado de equilíbrio químico, não significa que a reação química “parou”, mas sim
que a velocidade da reação no sentido direto é igual à velocidade da reação no sentido
inverso.
 [ ] permanecem constantes e V1 = V2 → Equilíbrio Químico
 [ ] constantes NÃO SIGNIFICAM QUE SÃO IGUAIS!
11Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Ocorrências das reações químicas
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Extensão das reações químicas
CONSIDERE AS SEGUINTES REAÇÕES
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Cu(s) + 2HCl(aq) → CuCl2(aq) + H2(g) CNTP
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) CNTP
MgCl2(aq) + H2(g) → Mg(s) + 2HCl(aq) CNTP
As reações 
ocorrem?
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Equilíbrio químico ESTÁTICO OU DINÂMICO?
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H2(g) +I2(g) 2HI(g)
Reação em equilíbrio: processo reversível em que a proporção
entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação
química se mantém constante ao longo do tempo.
14Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Considere a seguinte reação:
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) T = 525 °C
Estado inicial Estado de equilíbrio
Tempo H2
(mol L-1)
I2
(mol L-1)
HI
(mol L-1)
Inicial 1000 1000 0
Final 300 300 1300
Ocorre parcialmente!
15Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Considere a seguinte reação:
2HI(g) → H2(g) + I2(g)
Tempo HI
(mol L-1)
I2
(mol L-1)
HI
(mol L-1)
Inicial 2000 0 0
Final 1300 300 300
Ocorre parcialmente!
T = 525 °C
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) Formação de HI
2HI(g) → H2(g) + I2(g) Decomposição de HI
 Incompleta
 Reversível
 Controle termodinâmico
16Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• Considere o processo de Haber:
• Se começarmos com uma mistura de
nitrogênio e hidrogênio (em quaisquer
proporções), a reação alcançará o
equilíbrio com uma concentração
constante de nitrogênio, hidrogênio e
amônia.
• No entanto, se começarmos apenas
com amônia e nenhum nitrogênio ou
hidrogênio, a reação prosseguirá e N2 e
H2 serão produzidos até que o equilíbrio
seja alcançado.
Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a
mesma proporção de concentrações é alcançada no
equilíbrio.
17Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
4- CARACTERÍSTICAS DAS SITUAÇÕES DE EQUILÍBRIO
N
A
TU
R
EZ
A
 D
IN
Â
M
IC
A
É uma situação mantida pela igualdade das velocidades de duas reações
químicas opostas. Significa que a reação química nem sempre caminha para
um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema.
Reagentes  Produtos
Ex: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Quando o sistema formado por CaCO3, CaO e CO2 atinge o equilíbrio,
dizemos que CaCO3 continua a ser convertido em CaO e CO2 e que CO2 e
CaO continuam a formar CaCO3.
18Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
4- CARACTERÍSTICAS DAS SITUAÇÕES DE EQUILÍBRIO
REVERSIBILIDADE
A natureza e as propriedades do
estado de equilíbrio são iguais,
não importa a direção a partir da
qual ele é atingido.
ESPONTANEIDADE
Os sistemas tendem a atingir um estado de
equilíbrio espontaneamente. Um sistema
pode deslocar-se do equilíbrio somente por
alguma influência externa, e uma vez
deixado a si próprio, o sistema perturbado
voltará ao estado de equilíbrio.
19Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
EXERCÍCIO
Observe a reação química: NO2(g) + CO(g) ↔ CO2(g) + NO(g). Nessa reação, apenas o NO2(g)
apresenta coloração vermelho-castanha; os demais reagentes e produtos são incolores.
Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação, que se realiza isotermicamente.
I – Ao se partir de uma mistura equimolar de NO2 e CO, chega-se, após um tempo
suficientemente longo, a uma mistura com a mesma coloração a que se chegaria caso se
partisse de uma mistura equimolar de CO2 e NO.
II – No equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são iguais e, portanto, a
coloração do sistema não mais se altera.
III – No equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são iguais e, portanto, as
concentrações das espécies no meio se manterão constantes.
IV – Ao se partir de uma mistura de 1 mol de NO2 e 2 mols de CO, chega-se a uma mistura
com a mesma coloração a que se chegaria caso se partisse de uma mistura equimolar dos
produtos.
Qual(ais) estão corretas?
a) Apenas I. b) Apenas II. c) III e IV. d) I e II. e) I, II e III.
20Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Em 1864, Gulbderg e Waage postularam a Lei da Ação da Massa
 Expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes
no equilíbrio em qualquer reação (expressas como pressões parciais para
gases e concentração em quantidade de matéria para soluções).
Considerando o Equilíbrio geral:
aA + bB → cC + dD
A,B,C,D são as espécies químicas envolvidas
a,b,c,d são o coeficientes na equação química balanceada
5- EQUILÍBRIO E A LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
21Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Equilíbrioe a Lei da Ação das Massas
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
Estado 
de 
equilíbrio
PSO2
(bar)
PO2
(bar)
PSO3
(bar)
K
0,6600 0,3900 0,0840 0,0415
0,0380 0,2200 0,0036 0,0409
0,1100 0,1100 0,0075 0,0423
0,9500 0,8800 0,1800 0,0408
1,4400 1,9800 0,4100 0,0409
Temperatura : 1000 K
22Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Equilíbrio e a Lei da Ação das Massa
Para uma reação geral:
a expressão da constante de equilíbrio é
aA + bB cC + dD
Substância Atividade Forma simplificada
Gás ideal aJ = PJ/P° aJ = PJ/P°
Soluto em uma solução diluída aJ = [J]/c° aJ = [J]
Sólido ou líquido puros aJ = 1 aJ = 1
Para Espécies que não são gases: Atividade Química
6- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
● A constante pode ser de 2 tipos:
23
Em termos de 
concentração (Kc)
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Em termos de 
pressão parcial (Kp)
– Válido para sistemas homogêneos
nos estados aquoso e gasoso.
– Válido para sistemas homogêneos
no estado gasoso.
6- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
24Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• Para uma reação geral na fase gasosa
a expressão da constante de equilíbrio é
onde Keq é a constante de equilíbrio.
aA + bB cC + dD
ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC
6- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
25Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• Para uma reação geral
a expressão da constante de equilíbrio para tudo em solução é:
onde Keq é a constante de equilíbrio.
aA + bB cC + dD
   
   ba
dc
eqK
BA
DC

6- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
26Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
• Keq é baseado nas concentrações em quantidade de matéria de reagentes e
produtos no equilíbrio.
• Geralmente omitimos as unidades na constante de equilíbrio.
• Observe que a expressão da constante de equilíbrio tem produtos sobre
reagentes.
• O mesmo equilíbrio é estabelecido não importando como a reação começou.
● Nomes específicos das Constantes de Equilíbrio:
27Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
1) Para reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais: Kp
2) Dissociação da água: produto iônico da água, Kw
3) Ionização de ácidos em água: constante de dissociação de ácidos, Ka
4) Dissociação de bases em água: constante de dissociação de bases, Kb
5) Solubilidade de precipitados: constante do produto de solubilidade, Kps
● CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K)
28Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação
química favorece os reagentes ou os produtos no equilíbrio químico.
 Valores elevados de K (maiores que 103), o equilíbrio favorece
fortemente os produtos; (> K, + produtos)
 Valores intermediários de K (entre 10-3 e 103), reagentes e produtos
estão presentes no equilíbrio em quantidades iguais;
 Valores pequenos de K (menores que 10-3), o equilíbrio favorece
fortemente os reagentes. ; (< K, + reagentes)
● CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K)
29Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
● Considerações sobre o uso da Constante e Equilíbrio
30Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
A fase sólida é uma mistura de cristais microscópicos individuais e
não se incluem na expressão da constante de equilíbrio. A
concentração de um sólido puro, por si mesmo, é uma constante, não
sendo alterada pela reação química ou por adição ou remoção do
sólido.
 Os metais não aparecem na constante de equilíbrio, pois são sólidos
puros de composição invariável.
 Se a reação for multiplicada por certo fator, sua constante de
equilíbrio deverá ser elevada a uma potência igual a esse fator.
● Considerações sobre o uso da Constante e Equilíbrio
31Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
As constantes de equilíbrio para uma reação e sua inversa são
recíprocas uma da outra. Pode-se obter esse resultado seguindo a
regra anterior, isto é, multiplicando a reação direta por -1 e elevando
K1 a -1.
 Pode-se juntar duas reações para obter uma terceira. Quando duas
ou mais reações são somadas, suas constantes de equilíbrio devem
ser multiplicadas para dar a constante de equilíbrio da reação global.
32Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
6.1 –CÁLCULO DAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Conhecendo todas as concentrações ou
pressões parciais no equilíbrio,
33Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
6.1 –CÁLCULO DAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
• No sentido inverso:
46.6
1
155.0
2
NO
ON
2
42 
P
P
Keq
2NO2(g) N2O4(g)
O sentido da equação química e Keq
• Um equilíbrio pode ser abordado a partir de
qualquer sentido
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO

P
P
Keq
34Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
6.2 –EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO
• Quando todos os reagentes e produtos estão em uma fase, o equilíbrio é
homogêneo.
• Se um ou mais reagentes ou produtos estão em uma fase diferente, o equilíbrio é
heterogêneo.
– experimentalmente, a quantidade de CO2 não parece depender das
quantidades de CaO e CaCO3. Por quê?
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
35Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
6.2 –EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO
• A concentração de um sólido ou um líquido puro é sua
densidade dividida pela massa molar.
• Nem a densidade nem a massa molar é uma variável,
as concentrações de sólidos e líquidos puros são
constantes;
• Ignoramos as concentrações de líquidos puros e
sólidos puros nas expressões das constantes de
equilíbrio;
• A quantidade de CO2 formada não dependerá muito
das quantidades de CaO e CaCO3 presentes.
TABELAR OS 
VALORES INICIAIS E 
DE EQUILÍBRIO
CALCULAR A VARIAÇÃO 
DAS ESPÉCIES 
CONHECIDAS
DETERMINAR A VARIAÇÃO 
DAS OUTRAS SUBSTÂNCIAS 
UTILIZANDO A 
ESTEQUIOMETRIA
ETAPAS
36
DETERMINAR 
Keq
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
6.1 –CÁLCULO DAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Conhecendo a 
concentração ou pressão
parcial no equilíbrio de 
pelo menos uma espécie:
37Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Exercício
Suponha uma reação química genérica do tipo 2A + B ↔ A2B que é iniciada com 4
mols de A e com 2 mols de B. Se, após atingido o equilíbrio químico, a quantidade
de B existente no sistema for de 1 mol, a constante de equilíbrio será: (faça os
cálculos)
a) 0,5 b) 1,0 c) 0,25 d) 4,0 e) 2
A B A3B
Concentração inicial (tempo= 0)
Reagiu
Equilíbrio
38Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
O quociente da reação, Qc, é igual à expressão da constante de equilíbrio, porém
para pressões parciais ou concentrações dos reagentes e produtos fora do sistema
em equilíbrio.
Considerando a reação hipotética: 
aA + bB → cC + dD
Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos.
Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é para os reagentes.
Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q.
   
   ba
dc
BA
DC
Q 
39Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Exercício
Uma mistura de 0,03 molL-1 de hidrogênio (H2), 0,2 molL
-1 iodo (I2) e
0,9 molL-1 iodeto de hidrogênio (HI) foi introduzido em um recipiente
aquecido a 490ºC. Nesta temperatura o valor da constante de
equilíbrio (K) é igual a 46. Perguntamos se as quantidades
mencionadas estão em equilíbrio. Caso contrário, em que sentido
(para a esquerda ou para a direita) a reação deve ocorrer,
preferencialmente, até atingir o equilíbrio? JUSTIFIQUE ATRAVÉS
DE CÁLCULOS.
Reação: H2(g) + I2(g)  2HI(g). 
40Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Exercício resolvido:
Considere o seguinte equilíbrio químico:
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
Estado de 
equilíbrio
SO2
(mol L-1)
O2
(mol L-1)
SO3
(mol L-1)
0,032 0,016 0,068
Temperatura : 1000 K
Volume: 10 L
SO3= 0,68 mol
SO2= 0,32 mol
O2= 0,16 mol
41Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
A RESPOSTA DO EQUILÍBRIO ÀS CONDIÇÕES DO SISTEMA:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, 
responde de modo a minimizar o efeito da perturbação”.
Henry Louis Le 
Chatelier
42Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO
 Efeito da concentração:
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
Temperatura : 1000 K
Volume: 10 L
SO3= 0,68 mol + 1,00 mol
SO2= 0,32mol
O2= 0,16 mol
Q > Keq
43Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
“Após determinado tempo ocorrerá o reestabelecimento do equilíbrio”
 Efeito da concentração:
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
Temperatura : 1000 K
Volume: 10 L
SO3= 1,46 mol 
SO2= 0,54 mol
O2= 0,27 mol
Q = Keq
44Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
aA + bB cC + dD
Concentração dos reagentes
Concentração dos reagentes
Deslocamento do equilíbrio
Concentração dos produtos
Concentração dos produtos
45Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Efeito da pressão ou alteração do volume:
Formas de alterar a pressão de um sistema gasoso:
Adição/remoção de gás (reagentes ou produtos);
Adição de um gás inerte à mistura de reação;
Mudança do volume do sistema.
46Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Considere o seguinte equilíbrio químico:
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)
Temperatura : 1000 K
Volume: 10 L
SO3= 0,68 mol
SO2= 0,32 mol
O2= 0,16 mol
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g) Temperatura : 1000 K
Volume: 1,0 L
SO3= 0,83 mol
SO2= 0,17 mol
O2= 0,085 mol
47Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
2 mols 1 mol 2 mols 
 O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que é produzido o
menor número de mols de gás.
 A redução da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que é produzido o maior
número de mols de gás.
 Em uma reação gasosa em que não existe variação no número de mols entre
reagentes e produtos a variação da pressão não resulta em pertubação do estado
de equilíbrio.
48Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Exercício:
Assinale o equilíbrio que não se altera pela mudança de pressão, sob
temperatura constante:
a) 2 NOCl(g) ↔ 2 NO(g) + Cl2(g)
b) 2 NH3(g) ↔ N2(g) + 3H2(g)
c) PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) 
d) 2 HI(g) ↔ H2(g) + I2(g)
e) C(s) + CO2(g) ↔ 2 CO(g)
As variações de pressão somente afetarão os equilíbrios que apresentam
componentes gasosos, nos quais a diferença de mols gasosos entre reagentes
e produtos seja diferente de zero (ngases  0).
49Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Efeito da temperatura:
2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g) ∆H = -198 kJ
Aumento da temperatura Reações endotérmicas. 
Redução da temperatura Reações exotérmicas.
Obs.:
A constante de equilíbrio é alterada com a variação da temperatura.
A presença de um catalisador não altera o equilíbrio.
50Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Efeito da temperatura:
Variação na temperatura é o único fator que altera o valor da constante 
de equilíbrio (Kc ou Kp)
 Reações Exotérmicas: T  Kc 
 Reações Endotérmicas: T  Kc 
Obs.:
 A constante de equilíbrio é alterada com a variação da temperatura.
51Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 Efeito dos catalisadores:
Obs.:
 A presença do catalisador não altera o equilíbrio.
A presença de um catalisador pode reduzir ou
retardar o tempo necessário para que o sistema
alcance o estado de equilíbrio. Porém, sua
presença sempre afeta em igual extensão as
velocidades da reação direta e inversa, de modo
que jamais afeta a constante de equilíbrio.
52Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Exercício:
A equação química abaixo representa um sistema gasoso em equilíbrio:
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3 (g) , ∆H < 0, em relação ao mesmo sistema, são feitas as
seguintes afirmações:
I. Se a concentração do SO2(g) for aumentada, o equilíbrio se desloca para o produto.
II. Se a pressão parcial de SO3(g) é reduzida, o equilíbrio se desloca para o produto.
III. Se a temperatura do sistema é reduzida, o equilíbrio se desloca para o reagente.
IV. Se a pressão total do sistema é reduzida, o equilíbrio se desloca para o produto.
V. Se um catalisador é introduzido no sistema, o equilíbrio não se altera.
Estão corretas somente:
a) III, IV e V b) I, III e IV c) I, II e III d) II, IV e V e) I, II e V
7- ABORDAGEM TERMODINÂMICA
53
REAÇÕES QUÍMICAS ESPONTÂNEAS: A energia de Gibbs
Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
G (T, p)
G (T, p)
Avanço da reação, ξ
dG/dξ < 0
dG/dξ > 0
dG/dξ = 0
µA> µB
µB> µA
µA= µB
A B
Reações exergônicas e endergônicas
Se ∆rG < 0, a reação é direta espontânea.
Se ∆rG > 0, a reação inversa é espontânea.
Se ∆rG = 0, a reação está em equilíbrio.
54Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 A descrição do equilíbrio – Equilíbrio de gases perfeitos
A (g) B (g)
pRT ln*  
)ln()ln( ** AABBABr pRTpRTG  
A
B
rr
p
p
RTGG ln* 
Quociente reacional: 
A
B
p
p
Q  QRTGG rr ln
* 
55Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 No equilíbrio - ∆rG = 0
 Para uma reação qualquer:
Constante de equilíbrio: 
equilíbrioA
B
p
p
K 





 KRTGG rr ln
* 
reagentes dos atividade
produtos dos atividade
Q
56Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
A relação entre as constantes de equilíbrio: Kp e Kc
Podemos calcular o Kp a partir do Kc, por: Kp = Kc (RT)
∆n
Sendo que:
Kp = constante de equilíbrio em termos de pressão parcial.
Kc = constante de equilíbrio em termos de concentração.
R = constante geral dos gases perfeitos. (0,082 atm . L/K . mol).
T = temperatura absoluta (kelvin).
∆n = variação da quantidade de matéria da reação, levando em conta apenas os gases.
Observação:
O cálculo do ∆n ocorre a partir dos coeficientes da reação. 
(quantidade em mols final – quantidade em mols inicial) 
57Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
 A relação entre as constantes de equilíbrio: Kp e Kc
Exemplo: 
1N2(g) + 3H2(g) →2NH3(g)
∆v = 2-4 = -2
Kp = Kc (0,082T)
-2 = Kc (1/0,082T)
2 = Kc (12,2/T)
2 
A 298,15 K, a relação é Kp = Kc (12,2/298,15)
2 = 0,001628 Kc ou Kc/614,2
Kp = Kc (RT)
∆n
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Resposta equilíbrio à temperatura:
 Reações exotérmicas: a elevação da temperatura favorece os
reagentes.
 Reações endotérmicas: a elevação da temperatura favorece os
produtos.
A equação de van’t Hoff
59Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Aplicação da equação van’t Hoff :
Os dados da tabela seguinte mostram a variação, com a temperatura, da constante
de equilíbrio da reação Ag2CO3(s) Ag2O(s) + CO2(g). Calcule a entalpia-padrão da
reação de decomposição.
T/K 350 400 450 500
K 3,98 x 10-4 1,41 x 10-2 1,86 x 10-1 1,48
60Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
O valor de K em diferentes temperaturas:
Exercício: A constante de equilíbrio
para a reação abaixo a 298,15 K é
0,15. Estime o seu valor a 398,15 K.
1N2O4(g) 2NO2(g)
Resp.: 15
8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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Básicas:
• ATKINS, P. W.; PAULA, J. de, Físico-Química, 8. ed.,Vol. 2, Rio de Janeiro, LTC, 2008.
• BROWN, LEMAY, BURSTEN, Química: a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2005.
• CASTELLAN, G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos. Editora S.A., 2007.
• RUSSELL, J. B. Química Geral. 2 ed- São Paulo: Pearson Makron Books. V. 2. , 2006.
Complementares:
• MOORE W. J. Físico-Química. São Paulo: Edgar Blucher,1976.
• KOTZ, J.C; TREICHEL, P.J. Química e Reações Químicas. 3a ed. Rio de Janeiro, Livros
Técnicos e Científicos, v. 1 ,1998,. 1 – 458 p.
• KOTZ, J.C; TREICHEL, P.J. Química e Reações Químicas. 3a ed. Rio de Janeiro, Livros
Técnicos e Científicos, v. 2, 1998, 459 – 730 p.
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