Equilíbrio Químico Postado SIGAA

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II – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
2.1 INTRODUÇÃO 
 
Em princípio, o conceito de equilíbrio traz a informação que os 
processos naturais são dinâmicos e não estáticos, como por exemplo 
dissolução-cristalização. Um estado de equilíbrio se caracteriza, na 
mecânica, numa situação onde as forças opostas se contrabalançam ou 
se “equilibram”. Pode ser observado pelo aspecto invariante, não se 
modificando no decorrer do tempo. 
Como saber quando um sistema se encontra em equilíbrio? 
Um sistema encontra-se em equilíbrio quando: 
- Tanto matéria quanto energia não estão sendo introduzidas ou 
removidas; 
- As propriedades macroscópicas mensuráveis do sistema não variam 
com o tempo; 
- As variações possíveis processam-se numa velocidade mensurável, 
como o constatado pela resposta a um pequeno distúrbio que provoca 
uma pequena mudança nas propriedades observáveis, deixando-se 
depois que elas retornem aos seus valores iniciais, após a remoção da 
perturbação. 
Em uma reação química espontânea, enquanto as concentrações 
dos reagentes e produtos variam a energia livre do sistema diminui. A 
energia livre caminha para um mínimo e o sistema caminha para um 
estado de equilíbrio. 
Apesar da aparente tranquilidade e estaticidade mostrada pelos 
sistemas em equilíbrio, a coisa a nível atômico é dinâmica. Algumas 
reações parecem gastar todos os reagentes: 
2H2(g) + O2  2H2O 
No entanto permanecem pequenas quantidades, sendo mais 
correto escrever: 
2H2(g) + O2  2H2O 
Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico. 
 
As reações usadas na 
química analítica nunca 
resultam na completa 
conversão de reagentes 
em produtos. Ao 
contrário, elas procedem 
para um estado de 
equilíbrio químico no 
qual a razão das 
concentrações de 
reagentes e produtos é 
constante. As expressões 
das constantes de 
equilíbrio são equações 
algébricas que descrevem 
as relações de 
concentrações existentes 
entre reagentes e produtos 
no equilíbrio. Entre outras 
coisas, as expressões de 
constantes de equilíbrio 
permitem realizar o 
cálculo do erro em uma 
análise resultante da 
quantidade de analito que 
não reagiu e que resta 
quando o equilíbrio for 
atingido (SKOOG et al., 
2007, p. 219). 
 
 
 
 
Fonte: 
https://pharmacometabolomi
cs.duhs.duke.edu/files/pictur
es/medium.jpg 
 
 2 
Dessa forma temos um princípio importante das reações 
químicas: As reações químicas são reversíveis. Poucas são as reações 
que se dão num único sentido, a maioria é reversível em maior ou menor 
extensão. 
Você já ouviou falar no N2O4 (tetróxido de dinitrogtênio) e no 
NO2 ( dióxido de nitrogênio)? Esses dois gases apesar de serem ambos 
constituídos de nitrogênio e oxigênio apresentam diferenças marcantes. 
Para obtermos o NO2 basta reagirmos o cobre com ácido nítrico, 
gás de coloração marrom castanho que sofre dimerização e forma o 
N2O4, um gás incolor formando um equilíbrio químico entre eles. Ao 
sofrer a dimerização a cor marrom castanho se desvanece. Entretanto, 
em função de no equilíbrio químico permanecerem ainda moléculas de 
NO2 não obtemos a completa descoloração. Como nem todo NO2 se 
transformou em N2O4, as moléculas coloridas restantes darão o tom 
colorido da mistura. 
Enquanto o composto formado pelas moléculas de N2O4 
é incolor o composto formado pelas moléculas de NO2 
é marrom/castanho. Se reagirmos o cobre com ácido nítrico obtêm-se o 
NO2, um gás castanho que sofre dimerização e forma o N2O4, um gás 
incolor, formando um equilíbrio químico entre eles. 
 
OBS: A velocidade da reação direta diminui com o tempo devido ao 
decréscimo de reagentes, enquanto a velocidade da reação inversa 
aumenta devido ao aumento das concentrações dos produtos. No tempo 
(t3) V1 = V2. 
O equilíbrio químico é atingido quando as velocidades das 
reações direta e inversa são iguais e as concentrações dos reagentes e 
dos produtos não variam com o tempo. 
O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente e 
segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio químico pode ser 
perturbado (deslocado). 
 
 
 
 
Química Analítica 
Qualitativa Inorgânica 
UFRJ (9 de setembro 
de 2014) 
EQUILÍBRIO NO2 - 
N2O4 
Fácil de demonstrar 
Quando suficientemente 
resfriado, como num 
banho de gelo pilado e sal 
ou ainda gelo seco (CO2 
sólido) e acetona, a 
ampola é totalmente 
incolor, correspondendo a 
N2O4 puro. À medida que 
a temperatura da ampola 
se eleva, matizes 
amareladas aparecem até 
a ampola adquirir uma 
tonalidade marrom 
brilhante à temperatura 
ambiente, devido ao NO2 
formado. 
 
 
 
Fonte: 
Química Analítica 
Qualitativa Inorgânica 
UFRJ 
https://www.facebook.com/
QualitativaInorgUfrj/photos
/equil%C3%ADbrio-no2-
n2o4f%C3%A1cil-de-
demonstrareste-
experimento-%C3%A9-
muito-usado-nas-
demonst/899544213407985/ 
https://www.facebook.com/QualitativaInorgUfrj/photos/equil%C3%ADbrio-no2-n2o4f%C3%A1cil-de-demonstrareste-experimento-%C3%A9-muito-usado-nas-demonst/899544213407985/
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https://www.facebook.com/QualitativaInorgUfrj/photos/equil%C3%ADbrio-no2-n2o4f%C3%A1cil-de-demonstrareste-experimento-%C3%A9-muito-usado-nas-demonst/899544213407985/
 
 3 
2.2 LEI DA AÇÃO DAS MASSAS 
 
“A velocidade de uma reação é proporcional ao produto das 
concentrações das substâncias reagentes” 
 
 V2 
Considerando a reação hipotética: aA + bB  cC + dD 
 V1 
 
Considerando-se a velocidade da reação pela Lei da Ação das 
Massa: 
 
V1 α [A]
γA [B]γB e V2 α [C]
γC [D]γD 
 
Onde: V1 é a velocidade no sentido da formação dos produtoa (A e B); 
V2 é a velocidade no sentido da formação dos reagentes (C e D); α 
representa o símbolo de proporcionalidade; γ é a ordem da reação de 
cada reagente. A ordem é simplesmente o coeficiente estequiométrico 
da espécie (γA = a; γB = b; γC = c; γD = d), ou simplesmente a, b, 
c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D, 
respectivamente. 
Essa relação é transformada em igualdade introduzindo uma constante de velocidade k, 
obtemos a chamada lei de velocidade da reação: 
 
V1 = K1 [A]
γA [B]γB e V2 = K2 [C]
γC [D]γD 
Onde: K1 e K2 são constantes de proporcionalidade. 
 
No início da reação, ou seja, no instante t = 0: A + B  C + D (reação direta). Só temos a 
presença dos reagentes. Na medida que a reação começa (t = 1) e avança, V1 > V2. Quando a reação 
alcança o equilíbrio V1 = V2. Como no equilíbrio V1 = V2 tem-se: 
 
K1 [A]
γA [B]γB = K2 [C]
γC [D]γD 
 
Quem formulou a 
equação de 
equilíbrio? 
A equação de equilíbrio 
baseada na da Lei da Ação 
das Massas foi formulada 
por Gato Maximilian 
Guldberg e Peter Waage em 
1864. 
Guldberg(1836-1902) foi 
químico e matemático 
norueguês. Sua Pesquisa 
concentrou-se 
principalmente na área da 
termodinâmica. 
 
𝐾𝑒 = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 
 
Waage (1833-1900) foi 
químico norueguês 
colaborador de Guldberg, 
sua investigação também se 
concentrou na área da 
termodinâmica. 
(CHANG, R; GOLDSBY, 
K. A., 2013, p. 626). 
 
 
 4 
Considerando que K1 e K2 são constantes e que uma constante 
dividida por outra constante resulta em uma nova constante, tem-se: 
𝐾1
𝐾2
= 𝐾𝑒 
Logo, reorganizando essa equação, constante de equilíbrio da 
reação a uma determinada temperatura é: 
 
K1
K2
= 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
= Ke 
 
UM VALOR GRANDE DE Ke INDICA UM ALTO 
RENDIMENTO DA REAÇÃO. 
 
 
OBS: O estudo das concentrações por si só não nos informa a velocidade 
da reação. 
OBS: A velocidade é estudada em cinética química. 
OBS: A variação da temperatura altera a constante. 
 
A constante de equilibrio também pode ser definidada em termos de quantidade de reagentes 
(fator quantidade, Q). Observe que o quociente de reação é calculado da mesma forma que a contante 
de equilíbrio. Entretanto, o valor da constante de equilíbrio é obtida somente com as concentrações 
de reagentes e produtos quando o sistema atinge o equilíbrio. Já o quociente de reação (Q) pode ser 
obtido em qualquer momento da reação, bastando para isso que possamos determinar a concentração 
num dado tempo da evolução da reação. 
 𝐾𝑒 = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 𝑄 = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 Equação 1 Equação 2 
Considere a seguinte reação reversível: N2O4(g)  2NO2(g) onde o coeficiente 
estequiométricos da espécie N2O4 (g) é 1 e a de NO2 (g) é 2, a constante de equilíbrio da reação a uma 
determinada temperatura é dada por: 
 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
= 4,63 𝑥 10−3 
 
As concentrações das espécies reagentes são expressas em mol L-1. Nas reações em fase 
gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das 
suas pressões parciais: 
Constante de 
Equilíbrio e Unidade 
Em um sistema ideal a 
atividade de uma substância 
é a razão da sua 
concentração (ou pressão 
parcial) para um valor 
padrão, que é 1 M (ou 1 
atm). Esse procedimento 
elimina todas as unidades, 
mas não altera os valores 
numéricos da concentração 
ou pressão. 
Consequentemente, K não 
tem unidades. 
(CHANG, R; GOLDSBY, 
K. A., 2013, p. 629). 
 
 
 5 
𝐾𝑃 =
𝑃𝑁𝑂2
2
𝑃𝑁2𝑂4
 
 
Onde: PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as 
pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no 
equilíbrio; KP é a constante de equilíbrio quando 
as concentrações de reagentes e produtos estão 
expressas em termos de pressão. 
Já quando a constante de equilíbrio é 
expressa como Ke(s), Ke(l), e Ke(soluções), significa 
que nesta fórmula da constante de equilíbrio, as 
concentrações dos reagentes e dos produtos são 
expressas em moles por litro ou molar. Também, 
pode-se obter a constante de equilíbrio expressa 
como KP(g) em termos das suas pressões parciais, 
expressa em termos da sua relação com entre Ke: 
 
𝐾𝑃 = 𝐾𝑒(𝑅𝑇)
∆𝑛 
 
 
Onde: R = 0,0821 L.atm/K. Mol; ∆n = moles de 
produtos no estado gasoso – moles de reagentes 
no estado gasoso. 
 
 
 
2ª Regra importante sobre como escrever equações de equilíbrio 
O valor de K depende também da forma como se acertou a equação de equilíbrio. Consideraremos agora 
duas maneiras de se escrever o mesmo equilíbrio: 
½ N2O4 (g)  NO2 (g) 𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
[𝑁2𝑂4]
1
2⁄
 Observando os expoentes vemos que: 
 𝐾𝑒
′ = √𝐾𝑐 
N2O4 (g)  2 NO2 (g) 𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
 Kc = 4,63 x 10
-3 e K’c = 0,0680 
 
De acordo com a lei da ação das massas, cada concentração na expressão da constante de equilíbrio é 
elevada a um expoente igual a seu coeficiente estequiométrico. Este exemplo ilustra uma vez mais a 
necessidade de escrever a equação química quando nos referimos ao valor numérico da constante de 
equilíbrio (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 637). 
 
1ª Regra importante sobre como 
escrever equações de equilíbrio 
1. Quando a equação da reação reversível for 
escrita no sentido oposto a constante de 
equilíbrio é o inverso da constante equilíbrio 
original. Assim, se escrevermos o equilíbrio 
de NO2-N2O2 como: 
 
N2O4 (g)  2 NO2 (g) 
 
 Então, a 25 oC 
 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
= 4,63 𝑥 10−3 
 
 Contudo, também podemos representar o 
equilíbrio como 
2 NO2 (g)  N2O4 (g) 
 
 e a constante de equilíbrio é agora dada por 
 
𝐾𝑒
′ = 
[𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]
2
=
1
𝐾𝑒
=
1
4,63 𝑥 10−3
= 216 
 
Como se vê , Kc = 1/K’c. Tanto Kc como K’c são 
constantes de equilíbrio validas, mas não tem 
qualquer significado dizer que a constante de 
equilíbrio do sistema NO2-N2O2 é 4,63 x 10-3, ou 
216, a não ser que especifiquemos como está 
escrita a equação de equilíbrio (CHANG, R; 
GOLDSBY, K. A., 2013, p. 637). 
 
 
 6 
Você já conseguiu perceber o que informação sobrea constante de equilíbrio e a comparação entre a 
constante de equilíbrio e o cálculo do quociente de reação pode fornecer sobre uma dada reação? 
 
Como dissemos anteriormente para efetuarmos o cálculo da constante de equilíbrio 
precisamos das concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio, de acordo com a equação (14.1) 
já fornecida. Caso já se conheça o valor da constante pode-se calcular as concentrações de reagentes 
e produtos no equilíbrio. A constante de equilíbrio nos ajuda a prever o sentido em que a reação 
preferencialmente ocorre até que o equilíbrio seja atingido. 
 Considerando o sistema NO2-N2O2 podemos expressá-lo de duas maneiras: 
 
Sistema 1 
N2O4 (g)  2 NO2 (g) 
Sendo a constante de 
equilíbrio dada por: 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
= 4,63 𝑥 10−3 
 
 
Agora analisemos a outra possibilidade de expressar esse mesmo sistema: 
 
Sistema 2 
2 NO2 (g)  N2O4 (g) 
Sendo a constante de 
equilíbrio dada por: 
𝐾𝑒
′ = 
[𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]
2
=
1
𝐾𝑒
=
1
4,63 𝑥 10−3
= 216 
 
Observe o valor das duas constantes. Fica evidente que temos um favorecimento do sistema 
2, mesmo a concentração de NO2 estando elevada ao quadrado a concentração de N2O4 ainda é 216 
vezes superior. 
 
 
Figura 14.5 O sentido de uma 
reação reversível até atingir o 
equilíbrio depende dos valores 
de Q e K. Repare que K é uma 
constante a uma dada 
temperatura, mas Q varia de 
acordo com as quantidades 
relativas presentes de reagentes 
e produtos. 
Fonte: (CHANG, R; GOLDSBY, 
K. A., 2013, p. 641). 
 
 
Vamos sintetizar agora a informação que podemos obter quando comparamos a constante de 
equilíbrio e o cálculo do quociente de reação. Conside a reação hipotética: aA + bB  cC + dD. 
 
 
 7 
a) Quando Q < Ke 
 
 A razão entre as concentrações iniciais dos produtos e dos reagentes é muito pequena. 
 Reagentes têm de ser convertidos em produtos. 
 O sistema evolui da esquerda para a direita até se atingir o equilíbrio, ou seja, no sentido da 
formação dos produtos, consumindo reagentes até atingir o equilíbrio. 
aA + bB → cC + dD 
 
b) Quando Q = Ke 
 
 As concentrações iniciais são as concentrações de equilíbrio. 
 O sistema está em equilíbrio. 
aA + bB  cC + dD 
 
c) Quando Q > Ke 
 
 A razão entre as concentrações iniciais dos produtos e as concentrações iniciais dos reagentesé muito grande. 
 Para que se atinja o equilíbrio, os produtos têm de se converter nos reagentes. 
 O sistema evolui da direita para a esquerda até se atingir o equilíbrio. 
A + B  C + D 
Previsão do sentido de uma reação 
A constante de equilíbrio para a formação do iodeto de hidrogênio a partir do hidrogênio molecular e do 
iodo na fase gasosa é Ke = 54,3 a 430 oC. Suponhamos que, em um certo experimento, colocamos um 
recipiente com a capacidade de 1,00 L, 0,243 mol de H2, 0,146 mol de I2 e 1,98 mol de HI a 430 oC. O 
Sentido da reação predominantemente será o da formação de mais H2 e I2, ou o da formação de mais HI? 
Utilizando as concentrações iniciais na expressão da constante de equilíbrio escrevemos: 
 
Considerando a equação do equilíbrio H2(g) + I2(g)  2HI(g), tem-se a expressão para Q: 
 
𝑄 =
[𝐻𝐼]0
2
[𝐻2]0[𝐼2]0
=
[1,98]2
[0,243][0,146]
= 111 
Onde o índice 0 (zero) indica as concentrações iniciais (antes de alcançar o equilíbrio). Como o quociente 
[HI]20/[H2]0[I2]0 é maior do que Ke (Ke = 54,3 e Q, = 111) este sistema não está no equilíbrio. 
 
Para as reações que não atingiram o equilíbrio, como a formação do HI considerada anteriormente, obtemos 
o quociente de reação (Q que também denominamos aqui fator quantidade), em vez da constante de 
equilíbrio. Para determinar o sentido em que a reação prosseguirá até atingir o equilíbrio, devemos comparar 
os valores de Q e K. Como vimos anteriormente podemos ter três situações: Q > Ke; Q = Ke e Q < Ke. 
 
Considerando que Ke = 54,3 e Q = 111, temos que Q > Ke e, portanto: a razão entre as concentrações iniciais 
dos produtos e dos reagentes é muito grande; produtos têm de ser convertidos em reagentes; para que se 
atinja o equilíbrio o sistema evolui da direita para a esquerda até se atingir o equilíbrio, ou seja, no sentido 
da formação dos produtos, consumindo produtos até atingir o equilíbrio. 
Fonte: (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 640-641). 
 
 
 8 
2.3 PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
Considerando que às vezes desejamos saber como algumas 
perturbações impostas a um dado sistema podem influenciar no 
equilíbrio. Desejando saber de modo qualitativo que condições 
favorecem a formação de produtos. Podemos perguntar: As reações 
devem ser realizadas sob aquecimento ou resfriamento? A pressão deve 
ser alta ou baixa? 
Em 1884, o químico francês Henri Le Chatelier sugeriu que os 
sistemas em equilíbrio tendem a compensar os efeitos de influências 
perturbadoras. Seu princípio se aplica a todos os tipos de equilíbrios 
dinâmicos. Enunciado: 
 
“Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma 
força, ele tenderá a se ajustar, reagindo de maneira a 
minimizar o efeito da força” 
Ou 
“Se um sistema em equilíbrio for perturbado externamente, o 
sistema ajusta-se de forma a minimizar a ação dessa perturbação.” 
 
Portanto podemos dizer que se o equilíbrio de um sistema for perturbado, ocorrerão 
modificações, no sistema, a fim de diminuir a perturbação. Dessa forma, passamos a analisar como 
um sistema se comportará em casos de alteração na variação da concentração, da temperatura, da 
pressão e volume. 
 
a) Efeito nas variações das concentrações dos reagentes ou produtos 
A variação na concentração de um reagente ou produto provocará um desequilíbrio no 
sistema, resultando em uma reação química de forma a restabelecer o equilíbrio. Exemplo: 
 
H2 (g) + I2 (g)  2HI (g) 
 
Segundo o princípio de Le Chatelier ao adicionarmos H2 a reação se deslocará na direção da 
formação de mais HI. Se for adicionado HI o deslocamento será na direção dos reagentes. No caso 
da remoção se parte do H2 for retirado de alguma forma, o sistema se ajustará pela decomposição do 
HI. Portanto, ocorrerá a reação necessária para o restabelecimento do equilíbrio. 
Fatores que afetam 
o equilíbrio químico 
O equilíbrio químico 
resulta de um balanço 
entre as reações direta e 
inversa na maioria dos 
casos, este equilíbrio é um 
tanto sensível. Variações 
nas condições 
experimentais podem 
perturbar o equilíbrio e 
deslocar sua posição, 
dando origem a uma maior 
ou menor quantidade do 
produto desejado. 
As variáveis que podem 
ser controladas 
experimentalmente são 
concentração, pressão, 
volume e temperatura 
(CHANG, R; GOLDSBY, 
K. A., 2013, p. 646). 
 
 
 
 
 
 9 
Quando o equilíbrio é perturbado, desloca-se para compensar: 
- adição de reagentes: resulta na formação de produtos. 
- remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos. 
- remoção de produtos: resulta no consumo de reagentes. 
- adição de produtos: resulta na formação de reagentes. 
Esquemáticamente podemos dizer que em uma reação genérica do tipo: aA + bB  cC + dD 
 [A] desloca para   [A] desloca para  
 [B] desloca para   [B] desloca para  
 [C] desloca para   [C] desloca para  
 [D] desloca para   [D] desloca para  
 
 Portanto o princípio de Le Chatelier pode prever como proceder para que uma reação seja 
completa: adicionando um grande excesso de um dos reagentes ou removendo os produtos à medida 
que são formados. 
 Veremos agora como a química com o conhecimento do equilíbrio químico atua auxiliando 
os agrônomos no procedimento de adubação. Considerando que os solos brasileiros, de modo geral, 
são pobres em fósforo, elemento essencial para as plantas e para garantir uma boa colheita, os 
agricultores geralmente fazem adubação com fósforo. Um dos minerais utilizados é a hidroxiapatita. 
Entretanto, um conhecimento de equilíbrio químico é fundamental para que a aplicação desse mineral 
surta o efeito desejado pelo agricultor. Aplicando o “Princípio de Le Chatelier” na compreensão da 
solubilidade da hidroxiapatita, pode-se observar que: 
 
 Mineralização – Flúor, Cálcio, fosfato e meio alcalino (OH-) 
Ca5(PO4)3OH (s)  5Ca
2+ (aq) + 3PO4
3- (aq) + OH- (aq) 
(hidroxiapatita) Desmineralização – meio ácido (H+) 
 
Com a adição do flúor forma-se a fluorapatita (Ca5(PO4)3F(s) que é altamente resistente ao 
ataque de ácidos. O meio alcalino ou ácido também influencia na reação, pois uma maior 
concentração de hidróxido no meio desfavorecerá a solubilização (mineralização) da hidroxiapatita, 
enquanto o meio ácido favorecerá o deslocamento de mais hidroxila, formando água, e 
consequentemente solubilizando (desmineralização) o mineral. Nesse sentido, é importante que o 
agricultor seja orientado a não aplicar a hidroxiapatita junto com o calcário (CaCO3). 
Considerando que o carbonato forma o ácido carbônico (H2CO3) que é um ácido fraco temos 
a seguinte reação: 
CaCO3 + H2O  Ca
2+ + OH- + H2CO3 
 
 10 
Como pode ser observado o calcário reage liberando hidroxila (OH-) 
consequentemente dificulta ainda mais solubilização da hidroxiapatita que já apresenta baixa 
solubilidade (KPS = 1,08 x 10
-28). 
 
Exemplo: Considerando a equação de equilíbrio N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g), sabe-se que a 720 oC sua 
constante de equilíbrio é de 2,37x10-3. Numa dada experiência, as concentrações de equilíbrio para N2 = 
0,683 M; H2 = 8,80 M e NH3 =1,05 M. Suponhamos que se adicionar à mistura algum NH3 de forma a que 
a concentração aumente para 3,65M. 
(a) Use o principio de Le Chatelier para prever o sentido em que a reação se desloca até atingir um novo 
equilíbrio. 
R= 
Para solucionar este problema devemos observar inicialmente de que forma o sistema em equilíbrio foi 
perturbado para poder indicarmos como poderá se reajustar após essa perturbação. Pelo enunciado do 
problema o sistema em equilíbrio foi perturbado pela adição de NH3(g). 
Considerando que houve adição do próprio produto formado, NH3(g), pode-se concluir que o sistema para 
retornar ao equilíbrio parte do NH3(g) deverá se decompor, no sentido formar os reagentes, N2(g) e 3H2(g). 
(b) Confirme a previsão calculandoo quociente reaccional Q e compare o seu valor com Ke. 
R= 
Aqui devemos calcular quociente de reação (Q), sabendo-se que a fórmula é a mesma que a utilizada para 
calcular a constante de equilíbrio, entretanto utilizada quando o sistema não está no equilíbrio. 
 
𝑄 =
[𝑁𝐻3]
2
[𝑁2][𝐻2]
3
=
[3,65]2
[0,683][8,80]3
= 0,02862 = 2,86 𝑥 10−2 
 
Logo Q (2,86 x 10-2) > Ke (2,37x10-3). Portanto, para que se atinja o equilíbrio, o produto têm de se converter 
nos reagentes. O sistema evolui da direita para a esquerda até se atingir o equilíbrio novamente. 
FONTE: (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 648). 
 
b) Efeito das variações de pressão e volume 
Variações na pressão, de modo geral, não afetam as concentrações das espécies reagentes nas 
fases condensadas, como por exemplo, numa solução aquosa. Isto se deve porque os líquidos e os 
sólidos são virtualmente incompressíveis. Já no caso dos gases, suas concentrações são fortemente 
afetadas pelas variações de pressão. 
A uma dada temperatura, uma variação no volume também causa variação na pressão. O 
aumento da pressão externa de um sistema favorecerá o equilíbrio que conduza a um menor volume 
em sistemas que sejam produzidos ou consumidos gases. 
Uma vez que, a pressão de um gás é dada pelas colisões das moléculas com a parede do 
recipiente, quanto maior o número de moléculas por cm3 maior a pressão. No exemplo do equilíbrio 
abaixo temos: o aumento da pressão do sistema tende a deslocar o equilíbrio no sentido da redução 
do número de moléculas e consequentemente reduzindo a pressão aplicada. 
 
N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) 
 
 11 
Assim sendo, pode-se concluir que num sistema reacional em 
equilíbrio, onde o número de moléculas seja igual em ambos os lados 
da equação (reagentes e produtos), a variação da pressão ocasionada por 
variações no volume não alterara o equilíbrio do sistema, pois o 
deslocamento do equilíbrio não modificará o número de moléculas do 
sistema, de forma a aliviar a pressão. 
Variando a pressão num recipiente onde se encontra um sistema em 
equilíbrio, em fase gasosa, o sistema evolui espontaneamente de acordo com 
o Princípio de Le Chatelier, isto é, de tal forma que tende a contrair a 
perturbação introduzida. Uma vez que a pressão de um gás depende do 
número de moléculas desse gás no recipiente, as reações químicas cujo 
número de moléculas de reagentes for estequiometricamente igual ao 
número de moléculas de produtos não são afetadas por variações de pressão. 
 
OBS: Em geral, um aumento de pressão (diminuição no volume) 
favorece a reação em que há uma diminuição do número total de 
moles de gases (reação inversa, neste caso). Uma diminuição da 
pressão (aumento no volume) favorece a reação em que há um 
aumento do número total de moles de gases. 
 
 
Exemplo: Considere os seguintes sistemas em equilíbrio, abaixo, preveja o sentido da reação global, em cada um dos 
casos, em resultado de um aumento de pressão (diminuição de volume) no sistema, à temperatura constante. 
 
(a) 2PbS(s) + 3O2(g)  2PbO(s) + 2SO2(g) 
(b) PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) 
(c) H2(g) + CO2(g)  H2O(g) + CO(g) 
R= 
Antes de solucionar o problema, é bom lembrar que ao variar a pressão, em um sistema fechado, o volume de gases 
é afetado, mas sólidos e líquido não. 
Sempre que ocorre uma perturbação no sistema, segundo o princípio de Le Chatelier, o sistema se reajusta 
compensando a perturbação. Considerando que neste caso houve um aumento de pressão, o sistema ao se reajustar irá 
baixar a pressão novamente. Assim sendo, o sistema deslocará o equilíbrio no sentido de reduzir o número de mols 
presentes, uma vez que a pressão sofre influência do número de mols do gás (PV = nRT, onde n é número de mols e, 
portanto, a pressão é proporcional ao número de mols. Devemos lembrar, também, que se deve considerar apenas as 
moléculas no estado gasoso. 
 
a) Considerando que existem 3 mols de reagente no estado gasoso e apenas 2 mols de produto no estado gasoso, o 
aumento da pressão deslocará a reação para a direita no sentido da formação de mais produto. 
b) Considerando que existe 1 mol de produto no estado gasoso e 2 mols de reagente no estado gasoso, o aumento da 
pressão deslocará a reação para a esquerda no sentido da formação dos reagentes. 
c) Considerando que o número de mols de produtos no estado gasoso é igual ao número de mols de reagentes no 
estado gasoso, a variação da pressão não afeta o equilíbrio do sistema. 
FONTE: (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 649-650). 
Figura 14.9 O efeito 
de um aumento na 
pressão sobre o 
equilíbrio 
N2O4(g)  2 NO2(g) 
 
(FONTE: CHANG, R; 
GOLDSBY, K. A., 2013, p. 
649). 
 
 
 12 
A VIDA EM ALTITUDES ELEVADAS E O EQUILÍBRIO QUÍMICO DO CORPO 
 
Para garantir o bem-estar fisiológico do corpo humano, inúmeros equilíbrio químicos precisam ser 
mantidos. Quando as condições ambientais são alteradas o corpo humano precisa se readaptar para manter 
seu funcionamento saldável. Pessoas que vivem normalmente em locais ao nível do mar ou em baixas 
altitudes podem apresentar alguns desconfortos, tais como, dores de cabeça, náuseas, fadiga não usual e 
outros incômodos, ao viajarem para locais a mais de 2000 m de altitude, bem o sabem os alpinistas quando 
vão escalar altas montanhas e os jogadores de futebol brasileiro quando vão jogar em La Paz. Tanto os 
alpinistas quanto os jogadores de futebol precisam de um tempo para se ambientarem, até que seu organismo 
se adapte às novas condições de altitude e possam deixar de sentir tais sintomas. Como explicar esse fato? 
Tudo isto são sintomas de hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2 quando chega aos tecidos do corpo. 
No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante semanas ou meses recupera gradualmente 
do enjoo de altitude e habitua-se ao teor do conteúdo de O2 na atmosfera, sendo capaz de funcionar 
normalmente. 
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2 com a molécula 
de hemoglobina: 
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq) 
 
Onde: HbO2 é a oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2 para os tecidos. 
 
A constante de equilíbrio é: 
 
 
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, uma diminuição da concentração de O2 deslocará o 
sistema da direita para a esquerda. 
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq) 
 Oxi-hemoglobina 
 
A uma altitude de 3000 m, a pressão parcial de oxigênio é apenas cerca de 0,14 atm, em comparação 
com 0,2 atm ao nível do mar. De acordo com o princípio de Le Chatelier, uma diminuição na concentração 
de oxigênio deslocará o equilíbrio da reação acima da direita para a esquerda. Esta variação reduz o 
fornecimento de a oxi-hemoglobina, causando hipoxia. Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz 
de se defender desta adversidade produzindo mais moléculas de hemoglobina. O equilíbrio desloca-se então 
gradualmente da esquerda para a direita novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina. 
FONTE: (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 653). 
 
 
c) Efeito da variação da temperatura 
Quando se fala em constante de equilíbrio químico para uma dada reação, diz-se que a uma 
dada temperatura ela apresenta valor constante. As concentrações dos reagentes afetam apenas a 
posição do equilíbrio, enquanto, a temperatura além de afetar a posição do equilíbrio, afeta, também, 
o valor da constante do equilíbrio. 
Usando como exemplo a reação de fixação de nitrogênio para formar a amônia que é uma 
reação exotérmica temos: 
N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) + 92,0 kJ (ΔH
0 = -92,0 kJ) 
][Hb][O
][HbO
2
2eK
 
 13 
Segundo o princípio de Le Chatêlier ao 
adicionarmos calor ao sistema em equilíbrio, ele tenderá a 
se ajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da 
temperatura. Portanto, uma vez que a produção da amônia 
é exotérmica, a suadecomposição é endotérmica. Logo a 
elevação da temperatura deste sistema desloca o equilíbrio 
para a esquerda. Portanto, podemos concluir que em 
sistemas exotérmicos a elevação da temperatura desloca o 
equilíbrio para a esquerda, enquanto para sistemas 
endotérmicos o equilíbrio é deslocado para a direita. 
O valor da constante é alterado uma vez que as 
concentrações de reagentes e produtos podem ser 
modificadas pelo simples favorecimento de um maior ou 
menor rendimento da reação. Logo, neste sistema em 
estudo, o aumento da temperatura provoca uma 
diminuição na concentração de NH3 e um aumento na 
concentração de H2 e N2. Logo o aumento da temperatura 
de uma reação exotérmica desloca o equilíbrio da reação 
para a esquerda e numa reação endotérmica, para a direita. 
Isso faz com que o valor de K diminua na reação 
exotérmica e aumente numa reação endotérmica com a 
elevação da temperatura. 
Assim sendo, vamos analisar agora sistema N2O2- 
NO2: considerando as duas formas de expressá-lo: 
Sistema 1: N2O4 (g) + calor  2NO2 (g) (ΔH
0 = 58,0 kJ, ΔH0 > 0 o sistema absorve calor, logo o 
processo é endotérmico) 
Sistema 2: 2NO2 (g)  N2O4 (g) + calor (ΔH
0 = - 58,0 kJ, ΔH0 < 0 o sistema libera calor, logo o 
processo é exotérmico) 
Ao considerarmos uma perturbação em um sistema equilíbrio em que ocorra mudança de 
temperatura, deve-se ter em mente que um aumento na temperatura estará fornecendo calor ao 
sistema, enquanto uma diminuição da temperatura estará retirando calor do sistema. Portanto, uma 
reação endotérmica será favorecida pelo aumento da temperatura, enquanto uma reação exotérmica 
será favorecida pela diminuição da temperatura. Assim sendo, ao analisarmos, os dois sistemas acima 
podemos dizer que no Sistema 1 o aumento da temperatura favorecerá a reação no sentido direto, ou 
seja, a formação dos produtos, enquanto a diminuição da temperatura deslocará o equilíbrio da reação 
Efeito da Tempertura 
Considerando o equilíbrio entre do íon 
tetraclorocobaltato (II) em meio aquoso 
temos: 
 
[CoCl4]2- + 6H2O [Co(H2O)6]2+ + 4Cl- 
 Azul Cor-de-rosa 
 
A formação do [CoCl4]2- é endotérmica. 
O aquecimento provoca o deslocamento 
do equilíbrio para a esquerda e a solução 
torna-se azul. Já a formação do 
[Co(H2O)6]2+ é exotérmica, logo o 
resfriamento favorece sua formação e a 
solução torna-se cor-de-rosa (Figura 
14.11). 
 
 
Figura 14.11 O aquecimento favorece a 
formação do íon azul do [CoCl4]2- (à 
esquerda). O resfriamento favorece a 
formação do íons cor-de-rosa 
[Co(H2O)6]2+(FONTE: CHANG, R; 
GOLDSBY, K. A., 2013, p. 651). 
 
 14 
no sentido inverso, ou seja, a formação dos reagentes. Analisando agora o Sistema 2, pode-se afirmar 
que o aumento da temperatura deslocará o equilíbrio da reação no sentido inverso, ou seja, a formação 
dos reagentes, enquanto a diminuição da temperatura deslocará a reação no sentido direto, ou seja, 
formação dos produtos. 
 
Exemplo: Considere o seguinte processo de equilíbrio entre o tetrafluoreto de dinitrogênio (N2F4) e o 
difluoreto de nitrogênio (NF2): 
 
N2F4  2NF2 ΔH0= 38,5 kJ/mol 
 
Preveja as alterações no equilíbrio se: 
a) A mistura reacional for aquecida a volume constante; 
b) Parte do gás for removido da mistura reacional a volume e temperatura constantes; 
c) A pressão da mistura reacional diminuir à temperatura constante. 
R= 
Antes de solucionar o problema você deve observar: o que indica o valor de ΔH0, se for positivo ou se for 
negativo, sobre a variação do calor (endotérmica ou exotérmica) para a reação direta?; a remoção de parte 
do N2F4 aumentaria ou diminuiria o valor de Q da reação?; como o volume do sistema varia ao diminuir a 
pressão? 
a) O sistema foi perturbado pelo aquecimento, ou seja, foi adicionado calor ao sistema, considerando que 
ΔH0 > 0, portanto é um processo endotérmico, pois o sistema reacional absorve o calor do meio exterior. 
Sendo assim, podemos pensar no calor como um reagente: 
 
calor + N2F4 (g)  2NF2 (g) 
 
Portanto, ao aquecer a mistura reacional o sistema se reajustará por meio da reação de formação de mais 
produto por meio da decomposição de mais moléculas de N2F4 (g). Não se deve esquecer que o valor da 
constante de equilíbrio é dado para uma dada temperatura. Mudando a temperatura muda também o valor 
da constante. 
 
b) Considerando que agora o sistema foi perturbado pela remoção do gás N2F4 o sistema tenderá a se ajustar 
pela reposição do N2F4 removido. Para que isso ocorra a reação deverá ocorrer no sentido da formação 
dos reagentes, ou seja, no sentido da direta para a esquerda, pela combinação/reação do NF2. Como neste 
caso a temperatura se mantem constante o valor da constante de equilíbrio não se modifica. 
 
c) Por último, a perturbação aplicada foi a diminuição da pressão e consequentemente o aumento do volume do 
gás. Sabendo-se que a pressão é diretamente proporcional ao número de mols do gás, deve-se observar a 
diminuição da pressão irá favorecer o sentido da reação que provoque o aumento do número de mols no 
sistema reacional. Observa-se que para cada 1 mol de N2F4 são produzidos 2 mols de NF2. Portanto, essa 
perturbação favorecerá a reação no sentido da formação de mais produtos, ou seja, da direita para a esquerda. 
FONTE: (CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 652-656). 
 
 
2.4 EQUILÍBRIO E PRESSÃO PARCIAL 
 
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio: 
N2O4 (g)  2 NO2 (g) 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
= 4,63 𝑥 10−3 
 
 15 
De modo geral, as concentrações das espécies reagentes são expressas em mol L-1. Entretanto, 
Conforme comentado anteriormente, nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e 
produtos podem ser expressas em termos de pressão e a constante de equilírio pode ser expressa em 
termos de pressão parcial. 
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem 
ser expressas em termos das suas pressões parciais: 
 N2O4 (g)  2 NO2 (g) 
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no 
equilíbrio. KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão. Ke(s), 
Ke(l), e Ke(soluções), esses índices em Ke, significam que nesta fórmula da constante de equilíbrio, as 
concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em moles por litro ou molar. KP(g) neste 
caso as concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em termos das suas pressões 
parciais. 
Relação entre Ke e KP : 
𝐾𝑃 = 𝐾𝑒(𝑅𝑇)
∆𝑛 
Em que : 
R = 0,0821 L.atm/K. Mol; 
∆n = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso. 
 
2.5 EQUILÍBRIOS HOMOGÊNEOS, HETEROGÊNEOS E MÚLTIPLOS 
 
O termo equilíbrio homogêneo é aplicado a sistemas reacionais, nas quais todas as espécies 
participantes se encontram numa mesma fase. Como por exemplo nos sistemas reacionais: 
Sistema 1 = N2O4 (g)  2 NO2 (g) 
Sistema 2 = H2(g) + I2(g)  2HI (g) 
Sistema 3 = C6H5COOH(aq)  C6H4COO
-(aq) + 2H+(aq) 
onde todas as espécies envolvidas nos Sistemas 1 e 2 se encontram na fase gasosa e a constante de 
equilbrio pode ser expressa como: 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
 
 
𝐾𝑒 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁2𝑂4]
 
Já no Sistema 3 todas as espécies se encontram na fase líquida (aquosa). Monte a equação. 
 
 16 
Partindo do conhecimento de equilíbrio homogêneo, é de se esperar que no equilíbrio 
heterogêneo envolva reagentes e produtos em fases diferentes, e assim é: 
Sistema 1: 2ZnS(s) + 3O2(g)  2ZnO(s) + 2SO2(g) 
Sistema 2: C(s) + CO2(g)  2CO(g) 
Sistema 3: 2NO2(g) + 7H2(g)  2NH3(g) + 4H2O(l) 
Sistema 4: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) 
Agora no Sistema 1 se pode observar que um dos produtos encontra-se na fase sólida e o outro 
na fase gasosa. O mesmo acontecendo com os reagentes. No Sistema 2 temos apenas um produto que 
se apresentana fase gasosa, porém um dos reagentes se encontra na fase gasosa e o outro na fase 
sólida. Já no Sistema 3 apesar de ambos os produtos se encontrarem na fase gasosa um dos reagentes 
se encontra na fase líquida. No Sistema 4 temos um dos produtos na fase sólida e o outro na fase 
gasosa. 
Pegando como exemplo o Sistema 4, no equiíbrio podemos escrever a constante de equilíbrio 
como: 
K′ = 
[CaO][CO2]
[CaCO3]
 
Você deve está se perguntando: Por que K’ ? Bem, esta não é, ainda, o final da fórmula neste 
caso a “concentração” de um sólido, bem como sua densidade são propiedades intensivas, ou seja, 
não dependem da quantidade da substância presente. Por essa razão, os termos [CaCO3] e [CaO] são 
constantes e como são constantes podem agregar a constante de equilíbrio. Logo, temos: 
K′ = 
[CaO][CO2]
[CaCO3]
→ 
[CaCO3]
[CaO]
 K′ = Ke = [CO2] 
Portanto, a constante de equilíbrio para este sistema reacional é expressa unicamente em 
função da concentração de CO2. De modo geral podemos simplificar se substituirmos as 
concentrações pelas atividades. Em termodinâmica, a atividade de um sólido puro é igual a 1. O 
mesmo acontece com os líquidos puros onde a atividade é igual a 1. Assim, da mesma forma que para 
os sólidos, se um reagente ou um produto for um líquido puro, podemos omiti-lo na expressão da 
constate de equilíbrio ou utilizar o valor de sua atividade que é igual a um como sendo sua 
concentração. 
Considerando, ainda, que o CO2 está na fase gasosa podemos expressar a constante de 
equilíbrio em termos da pressão parcial: 
 KP = 𝑃𝐶𝑂2 
Assim sendo, a constante de equilíbrio é numericamente igual à pressão de CO2. 
 
 
 17 
As situações em que as moléculas dos produtos formados no sistema de equilíbrio estão 
envolvidas em um segundo processo de equilíbrio pertencem ao que chamamos de equilíbrio 
múltiplos: 
aA + bB  cC + dD 
cC + dD  eE + f F 
 
 Neste caso podemos escrever duas constantes de equilíbrio: 
 
K′ = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 K" = 
[𝐸]𝑒[𝐹]𝑓
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
 
 
Observando as duas equações podemos somá-las obtendo uma única equação e, portanto, uma 
única constante de equilíbrio: 
aA + bB  cC + dD 
cC + dD  eE + f F 
 Equação Global aA + bB  eE + fF 
 
Assim sendo, podemos obter a constante de equilíbrio para equação global: 
𝐾𝑒 = 
[𝐸]𝑒[𝐹]𝑓
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
Podemos obter a mesma constante de equilíbrio para equação global multiplicando K’ e K”: 
Ke = K’K” faça a multiplicação e comprove. 
 
 
Exemplo: Escreva a expressão da constante de equilíbrio Ke, e Kp quando possível, para cada um 
dos seguintes sistemas homogêneos: 
a) (NH4)2Se(s)  2NH3(g) + H2Se (g) 
b) AgCl(s)  Ag+ (aq) + Cl-(aq) 
c) C) P4(s) + 6Cl2(g)  4PCl3(l) 
 
R= 
Antes de solucionar o problema é bo lembrar que devemos omitir quaisquer sólidos ou líquidos puros da 
equação, considerando que em termodinâmica, a atividade de um sólido ou líquido puro é igual a 1. 
a) Considerando que (NH4)2Se é um sólido e consequentemente sua atividade é 1, a constate de 
equilíbrio Ke é dada por: 
𝐾𝑒 = [𝑁𝐻3]
2[𝐻2𝑆𝑒] 
 
 
 18 
Considerando ainda que as concentrações expressas na equação de equilíbrio, são de substâncias 
gasosas, pode-se ainda exprimir a constante de equilíbrio KP em função das pressões parciais de 
2NH3(g) e H2Se (g): 
 
𝐾𝑃 = 𝑃𝑁𝐻3
2 𝑃𝐻2𝑆𝑒 
 
 
b) Considerando que AgCl(s) é um sólido, aconstante de equilíbrio é dada por: 
 
𝐾𝑒 = [𝐴𝑔
+][𝐶𝑙−] 
 
Considerando que não há gases, não se pode obter KP. 
 
 
c) Considerando que P4 é um sólido é um líquido, e consequentemente sua atividade é 1, a 
constante de equilíbrio Ke é dada por: 
 
𝐾𝑒 =
1
[𝐶𝑙2]
6
 
 
Considerando ainda a concentração expressa na equação de equilíbrio, é de substâncias gasosa, pode-se 
ainda exprimir a constante de equilíbrio KP em função da pressão parcial Cl2(g): 
 
𝐾𝑃 =
1
𝑃𝐶𝑙2
6 
 
 
2.6 CÁLCULO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
A partir das concentrações iniciais, desde que se conheça a constante de equilíbrio, pode-se 
calcular as concentrções da mistura no equilíbrio. Analisemos agora o sistema reacional do cis-
estilbeno e o trans-estilbeno: 
cis-estilbeno  trans-estilbeno 
 
Considerrando que no tempo t = 0 só existe cis-estilbeno na concentração de 0,850 mol/L e sabendo 
que a constante de equilíbrio para este sistema reacional é Ke = 24,0, a 200 
oC, a partir da 
estequiometria da reação, podemo observar que 1 mol de cis-estilbeno, gera 1 mol de trans-estilbeno, 
temos: 
 
 19 
Sendo x mol/L a concentração do trans-estilbeno no equilíbrio, a 
concentração do cis-estilbeno será (0,850 –x) mol/L 
Concentração cis-estilbeno  trans-estilbeno 
Inicial 0,850 0,000 
Variação - X +X 
No Equilíbrio (0,850 – X) X 
 
𝐾𝑒 = 
𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠 − 𝑒𝑠𝑡𝑖𝑙𝑏𝑒𝑛𝑜
𝑐𝑖𝑠 − 𝑒𝑠𝑡𝑖𝑙𝑏𝑒𝑛𝑜
 
 
24,0 = 
𝑋
0,850 − 𝑋
  24,0 ∗ 0,850 − 24,0𝑋 = 𝑋 
 
 20,4 = 𝑋 + 24𝑋 
 
 20,4 = 25𝑋  𝑋 = 
20,4
25
= 0,816 
 
Logo temos: 
 
 mol/L 
cis-estilbeno 0,850 - X 0,850 – 0,816 = 0,034 
trans-estilbeno X 0,850 
 
Testando o resultado: 
𝐾𝑒 = 
0,816
0,034
= 24 
 
 
Exemplo: Intoduziu-se em um recipiente de aço inox, com capacidade de 1 L, uma mistura de 0,500 mol 
de H2 e 0,500 mol de I2 à temperatura de 430 
oC. A constante de equilíbrio Ke da reação de H2(g) + I2(g) 
 2HI(g) é 54,3 a essa temperatura. Calcule as concentrações de H2, I2 e HI no equilíbrio. 
R= 
Considerando que temos um sistema reacional em fase gasosa e que foi dado o volume do recipiente e 
quantida inicial (em mols) de cada espécie reagente, podemos calcular suas concentrações. Lembrando 
ainda, que no tempo inicial (t = 0), ainda não existe HI. Considere também, que como 
estequiometricamente para cada 1 mol de H2 consumido na reação, será consumido 1 mol de I2, e será 
Cálculo da concentração 
de equilíbrio 
Para resolver problemas de 
constante de equilíbrio deve-
se observar os seguintes 
passos: 
1- Expresse a concentração de 
todas as espécies no 
equilíbrio em função das 
concentrações iniciais e de 
uma única icógnita X, que 
representa a variação na 
concentração 
2- Escreva a expressão da 
constante de equlibrio em 
função das concentrações no 
equilíbrio. Conhecendo o 
valor da constante de 
equilíbrio, resolva x. 
3- Depois de resolver x, calcule 
as concentrações de todas as 
espécies no equilíbrio 
4- Após calcular as 
concentrações de todas as 
espécies no equilíbrio, teste 
os valores encontrados 
substituindo os valores na 
equação da constante de 
equilíbrio. 
(FONTE: CHANG, R; GOLDSBY, 
K. A., 2013, p. 651). 
 
 20 
formado 2 mols de HI, ou seja, para cada X mols de H2 que reagir, também será consumido (reagirá) X 
mol de I2 e se formará 2x mols de HI. 
Portanto, seguindo as orientações da estequiometria da reção temos: 
Concentração H2 I2 HI 
Inicial 0,500 0,500 0,000 
Vatiação -X -X +2X 
Equilíbrio (0,500 – X) (0,500 – X) 2X 
 
Considerando que a constante de equilíbrio (Ke = 54,3) para esse sistema reacional é dado por: 
 
𝐾𝑒 = 
[2HI]2
[H2][I2]
, temos: 54,3 =
(2X)2
(0,500 − X)(0,500 − X)
= 
(2X)2
(0,500 − X)2
 
 
54,3 =
(2X)2
(0,500 − X)2
 
 
Observe na equação acima que para simplificar a resolução basta extairmos a raiz quadrada de todos os 
termos. Assim temos: 
7,369 =
2X
(0,500 − X)
  3,684 − 7,369X = 2X  2X + 7,369X − 3,684 = 0 
 
2X + 7,369X − 3,684 = 0  9,369X = 3,684  X = 
3,684
9,369
= 0,393 M 
Substituindo o valor de X = 0,393 
 
Concentração H2 I2 HI 
Inicial 0,500 0,500 0,000 
Vatiação -X -X +2X 
Equilíbrio (0,500 – X) 
0,500 – 0,393 = 0,107 
(0,500 – X) 
0,500 – 0,393 = 0,107 
2X 
2 x 0,393 = 0,786 
 
Considerando que a Ke para este sistema reacional é 54,3, basta aplicarmos as concentrações encontradas 
na expressão da constante de equilíbrio para verificar se as concentrações estãocorretas: 
 
𝐾𝑒 = 
[2HI]2
[H2][I2]
= 
0,7862
0,107𝑥0,107
= 54 
 
OBS: Em função dos arredondamentos das casas decimais utilizadas, durante todo o processo 
matemático o valor de Ke fica 54,0 e não 54,3. Fiz alguns cálculos utilizando desde o início mais 
casas decimais e consegui chegar num valor de 54,2. Comprovando que os valores apróximados de 
[H2] = [ H2] = 0,107 M e [HI] = 0,786 M estão corretos. Dependendo do número de casa decimais 
utilizadas o valor de Ke poderá sofre maiores distorções. 
(FONTE: CHANG, R; GOLDSBY, K. A., 2013, p. 643-644). 
 
 
 
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CONCLUINDO 
 
Ponto chave para você não esquecer 
 
O equilíbrio químico envolve reações reversíveis, em um processo dinâmico, onde mesmo 
aparentemente nenhuma mudança macroscópica seja observada, a nível microscópico continua 
havendo transformações. Entretanto, como as velocidades das reações tanto no sentido direto quanto 
inverso são iguais, ou seja, se processam simultaneamente, macroscópicamente aparentemente nada 
parece está acontecendo. Dessa forma, o equilíbrio é atingido, pois as concentrções de reagentes e 
produtos não variam mais com o tempo. 
 
 
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
CHANG, Raymond; GOLDSBY, K. A. Quimica. Tradução da 11ª ed. Amgh Editora. 2013. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química Analítica. 
Tradução da 8a ed. Americana. Ed. Thomson: São Paulo, 2006. 999p.