EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
É um fenômeno que ocorre nas reações químicas reversíveis entre reagentes e produtos. 
aA + bB < > cC + dD 
Exemplo: colocou-se 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1L à temperatura constante. 
• O N2O4 (gás incolor) se transforma em NO2 (gás castanho). 
N2O4 (g) < > 2 NO2 (g) 
Na direta: N2O4 (reagente) e NO2 (prod.) // Na inversa: NO2 
(reagente) e N2O4 (prod.) 
Com o passar do tempo, a coloração castanha fica mais intensa 
até atingir o momento em que permanece constante. Nesse 
instante, além do NO2, ainda existe N2O4 dentro do recipiente. 
• A coloração fica constante e as concentrações também. 
• Nem a reação direta (>) nem a inversa (<) se processam 
completamente – ambas param em um ponto intermediário 
chamado de equilíbrio químico. 
o Isso ocorre, pois, as velocidades das duas são iguais – equilíbrio dinâmico. 
A concentração do reagente diminui para a do produto aumentar com o passar do tempo, 
até que ambas se tornam constantes. Mas, a do reagente continua ainda maior que a do 
produto. 
Tipos de equilíbrio: 
1. Homogêneos: aqueles em que todos os participantes estão em uma mesma fase. 
Ex.: N2O4 (g) < > 2 NO2 (g). Reagente e produto na forma gasosa. 
2. Heterogêneos: aqueles em que os participantes estão em fases diferentes. 
Ex.: NH4Cl (s) < > NH3 (g) + HCl (g). Reagente sólido e produtos gasosos. 
 
Constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc): 
Supondo-se que em N2O4 (g) < > 2 NO2 (g) tanto a reação direta quanto a inversa ocorrem 
em uma só etapa (são elementares), pode-se dizer que: 
Reação direta: N2O4 (g) > 2 NO2 (g) V1 = K1 . [N2O4]
1 
Reação inversa: N2O4 (g) < 2 NO2 (g) V2 = K2 . [NO2]
2 
 
 
No início, [N2O4] = 1mol/L. Com o passar do tempo 
o N2O4 vai se consumindo e sua concentração 
diminui, acarretando na diminuição de V1. 
Quando o equilíbrio químico é atingido, a 
concentração de N2O4 fica constante e 
consequentemente, V1 também passa a ser constante. 
A velocidade da reação inversa é nula no início, pois inicialmente não existe produto 
([NO2] = 0). 
Com o tempo, o NO2 vai sendo formado e a sua concentração aumentando, o que faz V2 
também aumentar até o momento em que o equilíbrio é alcançado e V2 passa a 
permanecer constante pois [NO2] não varia mais. 
Quando o equilíbrio é alcançado, iguala-se V1 e V2 . 
V1 = V2 >> K1 . [N2O4] = K2 . [NO2]
2 >> K1/K2 
Kc = [NO2]2 / [N2O4] 
Como K1 e K2 são constantes, K1/K2 é constante (Kc). 
Então, a uma certa temperatura fixa, quando a reação estiver em equilíbrio químico, as 
concentrações obedecem à relação que diz que o resultado de [NO2]2 / [N2O4] é um valor 
fixo (Kc). 
O valor de Kc não depende das concentrações iniciais de reagentes e produtos. 
Então se... 
aA + bB < > cC + dD 
Reação direta: V1 = K1 . [A]a . [B]b 
Reação inversa: V2 = K2 . [C]c . [D]d 
Igualando V1 e V2... 
K1 / K2 = [C]c . [D]d / [A]a . [B]b = constante 
Espontaneidade de uma reação: 
Uma reação é mais espontânea (mais favorecida) quanto maior for o valor do Kc. 
• Mais espontânea = tende a formar maior quantidade de produto. 
Ex.: 2 SO2 (g) + O2 < > 2 SO3 (g) Kc = 9,9 x 10
25 
 
 
Ex.: N2 (g) + O2 (g) < > 2 NO (g) Kc = 1,0 x 10
-30 
O 1º exemplo possui um valor alto para o Kc, por isso, no equilíbrio químico teremos 
muito mais produto do que reagente. Ou seja, essa reação é muito favorecida. 
Mas, no 2º exemplo o Kc é pequeno, sendo a reação pouco favorecida, pois tem mais 
reagente do que produto. 
Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp): 
É definida como a multiplicação das pressões parciais (no equilíbrio), em atm, dos 
produtos dividida pela dos reagentes, com todas as pressões elevadas aos respectivos 
coeficientes estequiométricos. 
• O Kp se aplica a equilíbrios envolvendo gases. 
aA (g) + bB (g) < > cC (g) + dD (g) 
Kp = (Pc)c x (Pd)d / (Pa)a x (Pb)b 
Ex.: N2O4 (g) < > 2 NO2 (g) Kp = (PNO2)
2 / PN2O5 
Deslocamento de equilíbrio: 
Ao alterar um equilíbrio químico por meio de ações externas, uma perturbação do 
equilíbrio é causada, e sua consequência é chamada de deslocamento do equilíbrio. 
Princípio de Le Chatelier: diz que se uma perturbação é aplicada a um sistema em 
equilíbrio, o equilíbrio irá se alterar para reduzir o efeito da perturbação. 
1. Concentração: 
Ex.: N2O4 (1mol/L) < > 2 NO2 (0mol/L) – antes da reação começar. Kc = 0,36 
N2O4 (0,74mol/L) < > 2 NO2 (0,52mol/L) – quando a reação começou. 
Agora, ao adicionar 1 mol de N2O4, a concentração desse vai para 1,74mol/L e a de NO2 
continua 0,52mol/L. Assim, o sistema sai da condição de equilíbrio, pois o Kc vai para 
0,16. Ou seja, o sistema foi perturbado. 
No entanto, depois haverá consumo de N2O4 e produção de NO2, até que o sistema chegue 
a uma nova situação: [N2O4] = 1,62mol/L e [NO2] = 0,76mol/L. 
Então, o valor do Kc volta a ser 0,36 – obedecendo à lei do equilíbrio. 
 
 
Conclusão: ao aumentar a concentração de N2O4 o equilíbrio se deslocou para a direita, 
ou seja, a reação avançou no sentido de 
consumir N2O4 e formar NO2, até voltar ao 
0,36. 
Se houvesse aumentado a concentração de 
NO2, o sistema se deslocaria para a 
esquerda. 
Aumentando a concentração de um 
participante, o equilíbrio desloca-se na direção do seu consumo. 
Diminuindo a concentração de um participante, o equilíbrio desloca-se na direção da sua 
formação. 
 
2. Pressão: só em casos de substâncias gasosas. 
Ex.: N2O4 (g) < > 2 NO2 
O aumento da pressão (redução de volume) desloca o equilíbrio para o lado menos 
volumoso. 
A diminuição da pressão (aumento do volume) desloca o equilíbrio para o lado mais 
volumoso. 
3. Temperatura: 
Ex.: calor + N2O4 (g) < > 2 NO2 (g) ΔH = + 57,2 kJ 
• Nesse caso, como o ΔH é positivo: > (endotérmico) / < (exotérmico). 
Ex.: N2 (g) + 3 H2 (g) < > 2 NH3 (g) + calor ΔH = - 91,8 kJ 
• Nesse caso, como o ΔH é negativo: > (exotérmico) / < (endotérmico). 
Um aumento de temperatura desloca um equilíbrio no sentido endotérmico. 
Uma diminuição da temperatura desloca um equilíbrio no sentido exotérmico. 
Variação do Kc com a temperatura: 
O aquecimento pode aumentar ou diminuir o valor da constante de equilíbrio, e isso 
depende do valor do ΔH da reação. 
O aumento da temperatura provoca aumento do Kc para reações endotérmicas (ΔH > 0) 
e diminuição para reações exotérmicas (ΔH < 0). 
 
 
 
ΔH > 0 ΔH < 0 
 
 
Efeito do catalisador: 
Catalisador não desloca equilíbrio, mas sim, faz com que um processo chegue mais 
rapidamente à situação de equilíbrio químico. 
Esse atua abaixando a energia de ativação. Acontece que o abaixamento na energia de 
ativação é o mesmo, tanto para a reação direta quanto para a inversa. 
Assim, se ambas as reações têm velocidades igualmente aumentadas, o equilíbrio não se 
deslocará no sentido direto, nem no inverso. 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio iônico da água (pH e pOH): 
Se temos uma substância x qualquer (soluto) misturada com a água (solvente), a 
concentração do solvente é praticamente constante. 
Ex.: Considere 1 L de água pura. A massa de água nele presente é 1000 g, pois a densidade 
da água é 1g/mL. Sabendo que a massa molar da água é 18g/mol, podemos calcular a sua 
concentração em quantidade de matéria: 
[água] = 
𝐧
𝐕
= 
𝐦
𝐌 .𝐕
= 
1000g
18g/mol . 1L
≫ [água] = 55,56 mol/L 
Se dissolver na água uma substância x que reage com ela estabelecendo um equilíbrio, 
temos: X (aq) + H2O < > produtos (aq). 
• Em um processo como esse, que ocorre em solução aquosa, e do qual a água 
participa como reagente, sua quantidade consumida, em geral, não é superior a 
0,5 mol. Assim, após ser estabelecido o equilíbrio, a concentração da água será 
 
 
igual a 55,56 – 0,50 = 55,06 mol/L. A variação da concentração em quantidade 
de matéria na situação inicial (55,56 mol/L) para a final (55,06 mol/L) é 0,9%, o 
que representa uma variação desprezível. 
Produtoiônico da água (Kw): 
Na água líquida, ocorre o equilíbrio de auto ionização: 
H2O (L) < > H
+ (aq) + OH- (aq) Kc = [H+] . [OH-] / [H2O] 
Mas, como a concentração da água é constante, não faz sentido coloca-la na expressão do 
Kc, visto que em todos os problemas apresentará o mesmo valor ([H2O] = 55,56 mol/L). 
Assim, esse valor foi incorporado na constante de equilíbrio: 
Kc = [H+] . [OH-] / [H2O] >> Kc . [H2O] = [H+] . [OH-] >> Kw = [H
+] . [OH-] 
• Quanto maior for [H+] em uma solução, menor será o [OH-] e vice-versa. 
• Meio aquosos neutro: [H+] = [OH-] 
• Meio aquoso ácido: [H+] > [OH-] 
• Meio aquoso básico/alcalino: [H+] < [OH-] 
Ácidos: espécies que em solução aquosa liberam H+ como único cátion. 
Bases: espécies que em solução aquosa liberam OH- como único ânion. 
Potencial hidrogeno iônico (pH) e potencial hidroxiliônico (pOH): 
Em um equilíbrio de auto ionização da água a 25ºC, [H+] . [OH-] vale 1,0 . 10-14 mol/L. 
• Exemplo 1: água pura ([H+] = [OH-]), em que [H+] = 1 . 10-7 e [OH-] = 1 . 10-7. 
• Exemplo 2: vinagre ([H+] > [OH-]), em que [H+] = 1 . 10-3 e [OH-] = 1 . 10-11. 
• Exemplo 3: “qboa” ([H+] < [OH-]), em que [H+] = 1 . 10-11 e [OH-] = 1 . 10-3. 
pH = - log [H+] e pOH = - log [OH-] 
[H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 >>> log [H+] + log [OH-] = - 14 
Multiplicando por -1: (- log [H+]) + (- log [OH-]) = 14 
Ou seja... pH + pOH = 14 
 
 
Equilíbrios heterogêneos: 
A uma temperatura fixa, a concentração em mol/L de um sólido é constante. 
Exemplo de equilíbrio heterogêneo: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) < > 2 Fe (s) + 3 CO2 (g). 
• Kc = [CO2]3 / [CO]3 ::::: (Kc não usa substâncias em estado sólido). 
Ou seja, as concentrações dos sólidos presentes no equilíbrio não entram na conta. 
Ex2.: NH3 (g) + HCl (g) < > NH4Cl (s) ::::::::: Kc = 1 / [NH3] . [HCl] 
*No Kp também não inclui sólido nem líquido na conta, apenas gases. 
Deslocamento de equilíbrios heterogêneos: 
1. Efeito da adição ou retirada de um participante: 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) < > 2 Fe (s) + 3 CO2 (g). 
Se aumentarmos ou diminuirmos a concentração de CO ou CO2, o equilíbrio será 
deslocado. Entretanto, quando adicionamos um sólido, isso não altera sua concentração 
em mol/L, e assim, o equilíbrio não é deslocado. 
• Pois a concentração em mol/L de sólidos é constante a uma temperatura fixa. 
 
2. Efeito das variações de pressão: 
Mudanças de pressão afetam os gases, mas não afetam sólidos e líquidos. 
Ex.: CaCO3 (s) < > CaO (s) + 1 CO2 (g) :::::: 0 volume de gás (reag.) e 1 volume (prod.). 
O aumento de pressão desloca para a esquerda e a diminuição, para a direita, por conta 
do CO2 gasoso. 
3. Efeito das variações de temperatura: 
No aquecimento, o equilíbrio se desloca no sentido endotérmico, e no resfriamento, no 
sentido exotérmico (assim como nas reações homogêneas).