Equilíbrio Químico-Resumo e Atividades

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FÍSICO-QUÍMICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
As reações que estão em equilíbrio químico continuam 
ocorrendo até que a composição da mistura atinja um 
mínimo de energia livre de Gibbs. Essa composição é 
descrita por uma constante de equilíbrio. O equilíbrio 
químico é dinâmico e se altera com mudanças das 
condições. O conhecimento da composição de uma 
mistura de reação no equilíbrio nos informa sobre a 
quantidade de produtos que podemos esperar, o que é 
de grande importância econômica e biológica. 
Ao se atingir o equilíbrio químico, a reação química 
não tem mais a tendência de mudar a composição da 
mistura de reação, isto é, as concentrações (para 
solutos em solução) ou pressões parciais (para gases) 
dos reagentes e produtos. Os equilíbrios químicos são 
dinâmicos, com as reações direta e inversa ocorrendo 
na mesma velocidade. 
 
 
 
 
Os equilíbrios químicos podem ser descritos de forma 
termodinâmica, pois o mesmo tende a atingir um 
mínimo de energia, isso nos dá a possibilidade 
controlar a direção de uma reação e 
consequentemente seu rendimento. A constante de 
equilíbrio é uma consequência da termodinâmica. 
 
REAÇÕES NO EQUILÍBRIO 
Dizer que o equilíbrio químico é dinâmico significa 
dizer que, quando uma reação atingiu o equilíbrio, as 
reações direta e inversa continuam a ocorrer, mas os 
reagentes e os produtos estão sendo consumidos e 
recuperados na mesma velocidade. O resultado é que 
a composição da mistura permanece inalterado. 
A síntese de Haber para a produção de amônia, ilustra 
graficamente o equilíbrio químico. 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) 
 
No início da reação a concentração dos reagentes é 
máxima e no decorrer da reação ocorre uma redução. 
O contrário é observado para o produto, em que a 
concentração inicial é zero, mas com o passar do 
tempo inicia-se um aumento desse valor. Em certo 
momento, não ocorre mais variação de concentração 
dos reagentes e produtos, o equilíbrio químico foi 
atingido. 
 
EQUILÍBRIO E LEI DA AÇÃO DAS MASSAS 
Estudos realizados por Guldberg e Waage na síntese 
trióxido de enxofre evidenciaram que independente da 
concentração inicial dos reagentes, a reação seguia 
sempre para uma mesma proporção entre reagentes e 
produtos, de acordo com a expressão: 
2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g) 
𝐾 =
(𝑃𝑆𝑂3)
2
(𝑃𝑆𝑂2)2𝑃𝑂2
 
 
A lei da ação das massas estabelece que, no equilíbrio, 
a composição da mistura de reação pode ser expressa 
em termos de uma constante de equilíbrio (K), em que 
cada componente no estado gasoso, é descrito em 
termos de pressão parcial elevada a uma potência 
igual ao coeficiente estequiométrico da equação 
química balanceada. 
 
 
 
No equilíbrio químico a velocidade da reação 
inversa (V2) se torna igual a velocidade da 
reação direta (V2). 
aA + bB ⇄ cC + dD 
 
V1 
V2 
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A constante de equilíbrio também pode ser escrita em 
termos de molaridade para espécies que não são 
gases, como mostrado a seguir: 
Zn(s) + 2HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) 
𝐾 =
[𝑍𝑛𝐶𝑙2]
[𝐻𝐶𝑙]2
 
Descobriu-se empiricamente, e a termodinâmica o 
justifica, que os líquidos puros (l) ou os sólidos (s) não 
devem aparecer em K. Então, ainda que o Zn(s) 
participe do equilíbrio, ele não deve aparecer na 
expressão da constante de equilíbrio. 
A conversão da constante de equilíbrio em termos de 
pressão (K) para a constante de equilíbrio em termos 
de concentração, é dada pela expressão: 
K = (RT)Δ
n
Kc 
Sendo Δn = nprodutos – nreagentes. 
As considerações acerca da expressão da constante de 
equilíbrio, consideram o comportamento ideal, ou 
seja, soluções diluídas e baixas pressões. Dessa 
forma, evita-se uma interferência causada pelas 
interações intermoleculares das espécies envolvidas 
no equilíbrio. 
Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e 
produtos estão na mesma fase são chamados de 
equilíbrios homogêneos. 
Equilíbrio homogêneo: 2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g) 
Os equilíbrios químicos em sistemas em mais de uma 
fase são chamados de equilíbrios heterogêneos. 
Equilíbrio heterogêneo: Zn(s) + 2HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) 
 
Cada reação tem a sua constante de equilíbrio 
característica, com um valor que só pode ser alterado 
pela variação da temperatura. 
Reação T (K) K 
F2(g) ⇄ 2F(g) 
500 3,0 x 10
-11 
1000 1,0 x 10
2 
1200 0,27 
 
TERMODINÂMICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO 
A lei da ação das massas é uma consequência da 
termodinâmica, a energia livre de Gibbs de uma 
mistura de reação depende das pressões parciais ou 
concentrações de reagentes e produtos. Portanto, a 
tendência de uma reação de ir adiante ou reverter é 
determinada por essas pressões ou concentrações. Em 
temperatura e pressões constantes: 
• Quando a mistura de reação ainda não formou 
produtos em quantidade suficiente para alcançar o 
equilíbrio, a direção espontânea das mudanças é 
no sentido da formação de mais produtos e ΔG < 0 
para a reação direta. 
• Se a mistura de reação tem excesso de produtos, a 
reação inversa é espontânea e ΔG > 0, para a 
reação direta (e ΔG < 0 para a reação inversa). 
• Para a reação em equilíbrio, não existe tendência 
de espontaneidade em nenhuma das direções, 
direta ou inversa, e ΔG = 0. 
O valor de ΔG em um determinado momento da 
reação é a diferença entre a energia livre de Gibbs 
molar dos produtos e dos reagentes nas pressões 
parciais ou concentrações que eles têm naquele ponto. 
∆𝐺𝑟 = Ʃ𝑛𝐺𝑚(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − Ʃ𝑛𝐺𝑚(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) 
É muito importante distinguir esta energia livre de 
Gibbs de reação, ∆𝐺, da energia de Gibbs padrão da 
reação, ∆𝐺°, que não muda durante a reação. O valor 
de ∆𝐺° pode ser calculado a partir das energias livres 
de Gibbs padrão de formação. 
∆𝐺° = Ʃ𝑛𝐺𝑓°(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠) − Ʃ𝑛𝐺𝑓°(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠) 
O estado padrão de uma substância é sua forma pura 
na pressão de 1 bar. No caso de um soluto, o estado 
padrão é a concentração de 1 mol.L
-1
. 
A energia livre de Gibbs está relacionada com a 
pressão parcial, no caso de gases, ou com a 
concentração, no caso de um soluto, de acordo com as 
expressões: 
Para um gás: 
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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
𝐺𝑚 = 𝐺𝑚° + 𝑅𝑇𝑙𝑛 (
𝑃
𝑃0
) 
Para um soluto: 
𝐺𝑚 = 𝐺𝑚° + 𝑅𝑇𝑙𝑛 (
𝐶
𝐶0
) 
 
Logo, para a reação geral: 
aA + bB ⇄ cC + dD 
∆𝐺𝑟 = ∆𝐺𝑟° + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄 
Com o quociente de reação, Q, definido como 
𝑄 =
(𝑎𝐶)
𝑐(𝑎𝐷)
𝑑
(𝑎𝐴)𝑎(𝑎𝐵)𝑏
 
A expressão de Q tem a mesma forma da expressão de 
K, mas as atividades referem-se a qualquer estágio da 
reação. 
No equilíbrio, Q = K e ∆𝐺𝑟 = 0, logo a expressão para 
o cálculo da energia livre de Gibbs torna-se: 
∆𝐺𝑟° = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾 
O leva as seguintes observações: 
• Se ∆𝐺𝑟° é negativo, lnK deve ser positivo e, 
portanto, K > 1; os produtos são favorecidos no 
equilíbrio. 
• Se ∆𝐺𝑟° é positivo, lnK deve ser negativo, 
portanto, K < 1; os reagentes são favorecidos no 
equilíbrio. 
 
DIREÇÃO DA REAÇÃO 
Para predizer a tendência de uma determinada 
mistura de reagentes e produtos de formar mais 
produtos ou mais reagentes, é necessário comparar Q 
e K: 
• Se Q < K, ∆𝐺 é negativo; a reação tem a tendência 
de se processar na direção dos produtos. 
• Se Q = K, ∆𝐺 = 0; a reação não tem a tendência 
de mudar em nenhum sentido. 
• Se Q > K, ∆𝐺 é positivo; a reação inversa é 
espontânea e os produtos tendem a se decompor 
nos reagentes. 
 
FORMAS DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
As reações em equilíbrio químico podem ser escritas 
em diferentes formas, o que causa certas modificações 
no valor da constante de equilíbrio: 
Equação Química 
Constante de 
equilíbrio 
aA + bB ⇄ cC + dD K1 
cC + dD ⇄ aA + bB K2 = 1/K1 
naA + nbB ⇄ ncC + ndD K3 = K1
n 
 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Quando uma perturbação exterior é aplicada a um 
sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar 
para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. 
1) Variação na quantidadede reagentes e produtos: 
A adição de reagentes faz com que o quociente da 
reação, Q, fique momentaneamente abaixo de K, Q < 
K, a reação responde com a formação de produtos para 
restaurar a igualdade entre Q e K. A adição produtos 
faz com que Q fique momentaneamente acima de K, Q 
> K, a reação responde com a formação de reagentes 
2) Compressão de uma mistura de reação 
A compressão de uma mistura de reação em equilíbrio 
no estado gasoso, tende a deslocar a reação na direção 
que reduz o número de moléculas em fase gás. O 
aumento da pressão pela introdução de um gás inerte 
não afeta a composição em equilíbrio. 
3) Temperatura e equilíbrio 
No caso de uma reação exotérmica, verifica-se 
experimentalmente que a formação de produtos é 
favorecida pelo abaixamento da temperatura. No caso 
de uma reação endotérmica, pelo contrário, o 
aumento da temperatura favorece os produtos. O 
efeito da temperatura na composição de equilíbrio é 
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uma consequência da dependência da constante de 
equilíbrio com a temperatura., dada pela equação de 
van’t Hoff: 
𝑙𝑛
𝐾2
𝐾1
=
∆𝐻𝑟°
𝑅
{
1
𝑇1
−
1
𝑇2
} 
 
BORA PRATICAR 
01. Verifique se as seguintes afirmações estão corretas 
ou erradas. Se estiverem erradas, explique por quê. 
(a) Uma reação para quando atinge o equilíbrio. 
(b) Uma reação em equilíbrio no é afetada pelo 
aumento da concentração de produtos. 
(c) Se a reação começa com maior pressão dos 
reagentes, a constante de equilíbrio será maior. 
(d) Se a reação começa com concentrações maiores de 
reagentes, as concentrações de equilíbrio dos 
produtos serão maiores. 
02. Balanceie as seguintes equações usando os 
menores coeficientes inteiros, e depois escreva a 
expressão do equilíbrio Kc de cada uma das reações: 
(a) CH4(g) + O2(g) ⇌ CO2(g) + H2O(g) 
(b) I2(g) + F2(g) ⇌ IF5(g) 
(c) NO2(g) + F2(g) ⇌ FNO2(g) 
03. Use os seguintes dados de concentrações molares 
de equilíbrio, coletados em 460 °C, para determinar a 
constante K da reação H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g). 
PH2 (bar) PI2 (bar) PHI (bar) 
6,47 x 10
-3
 0,594 x 10
-3 
0,0137 
3,84 x 10
-3
 1,52 x 10
-3
 0,0169 
1,43 x 10
-3 
1,43 x 10
-3 
0,0100 
 
04. Escreva o quociente de reação Q para: 
(a) 2BCl3(aq) + 2Hg(l) ⇌ B2Cl4(s) + Hg2Cl2(s) 
(b) P4S10(s) + 16H2O(l) ⇌ 4H3PO4(aq) + 10H2S(aq) 
(c) Br2(g) + 3F2(g) ⇌ 2BrF3(g) 
05. Calcule a energia livre de Gibbs da reação I2(g) 
⇌ 2I(g) em 1200 K (K = 6,8), quando as pressões 
parciais de I2 e I forem 0,13 bar e 0,98 bar, 
respectivamente. Qual a direção da espontânea da 
reação? Explique de forma resumida. 
06. Se Q = 1,0 para a reação N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) 
em 25 °C, ela tenderá a formar produtos, a formar 
regentes ou estará em equilíbrio? (Dados energia de 
Gibss de formação (ΔGf°): NO = +86,55 kJ.mol
-1
, N2 
= 0 kJ.mol
-1
, O2 = 0 kJ.mol
-1
) 
07. Em uma mistura de H2, Cl2 e HCl em equilíbrio na 
fase gás, em 1000 K, [HCl]=1,45 x10
-3
 mmol.L
-1
 e 
[Cl2]=2,45 x 10
-3
 mmol.L
-1
. Calcule a concentração de 
H2. (K = 5,1 x 10
8
) 
08. Para a constante de equilíbrio da reação 2SO2(g) 
+ O2(g) ⇌ 2SO3(g), K = 2,5 x 10
10
 em 500 K. Encontre 
o valor de K na mesma temperatura: 
(a) SO2(g) + 1/2O2(g) ⇌ SO3(g) 
(b) 2SO3(g) ⇌ 2SO2(g) + O2(g) 
(c) 3SO2(g) + 3/2O2(g) ⇌ 3SO3(g) 
09. Uma amostra de 25,0 g de carbamato de amônio, 
NH4(NH2CO2), foi colocada em um frasco de 0,250 L 
sob vácuo, em 25 °C. No equilíbrio, o frasco continha 
17,4 mg de CO2. Qual é o valor de Kc para a 
decomposição do carbamato de amônio em amônia e 
dióxido de carbono? A reação é: 
NH4(NH2CO2)(s) ⇌ 2NH3(g) + CO2(g) 
10. A mistura de quatro gases, NH3, O2, NO e H2O 
colocada em um reator atinge o equilíbrio na reação 
4NH3(g) + 5O2(g) ⇌ 4NO(g) + 6H2O(g). Certas 
mudanças são então feitas na mistura. Examine cada 
mudança separadamente e explique o efeito (aumento, 
diminuição ou nenhum) que elas provocam nos 
valores originais de equilíbrio da quantidade da 
segunda coluna. 
Mudança Quantidade 
(a) adicione NO H2O 
(b) adicione NO O2 
(c) remova O2 NH3 
(d) remova H2O NO 
(e) adicione NH3 O2 
(f) remova NO NH3 
(g) adicione NH3 NO 
(h) aumente a pressão O2 
(i) aumente a temperatura H2O