aula 04 quim analitica

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 04: Equilíbrio Químico: Cálculos, Aplicações e o Princípio
de Le Chatelier
Apresentação
Na aula anterior, aprendemos os conceitos relacionados aos processos reversíveis e como o equilíbrio químico de uma
reação é caracterizado. Vimos que, no equilíbrio químico, a razão entre as quantidades de produtos e reagentes, elevadas
aos seus respectivos coe�cientes da reação química, são informações importantes tanto do ponto de vista cinético
quanto do aspecto termodinâmico.
Nesta aula, falaremos sobre como a constante de equilíbrio das reações são calculadas a partir das quantidades dos seus
produtos e reagentes. Vamos abordar também diferentes aplicações da constante de equilíbrio, e como o Princípio de Le
Chatelier prevê o comportamento de um sistema de equilíbrio quando este é perturbado.
Objetivos
Aplicar cálculos relacionados à determinação da constante de equilíbrio químico;
Determinar o sentido da reação a partir do cálculo do quociente de reação (Q);
Analisar as alterações do sistema em equilíbrio, segundo o Princípio de Le Chatelier.
Calculando constantes de equilíbrio químico (K)
Quando, no equilíbrio, as quantidades de produtos e reagentes de uma reação química são conhecidas, podemos facilmente
calcular a constante de equilíbrio substituindo os valores das concentrações (ou pressões parciais) na expressão da constante
de equilíbrio da reação.
Exemplo
Uma mistura dos gases SO (dióxido de enxofre) e O (oxigênio) foi adicionada em um frasco e aquecida a 1000K. Nessas
condições, os dois gases reagem para formar SO (trióxido de enxofre), conforme a seguinte reação
2𝑆𝑂 + 𝑂 ⇆ 2𝑆𝑂
Ao atingir o equilíbrio químico, o frasco continha 0,669 atm de SO , 0,395 atm de O e 0,0851 atm de SO . Calcule o valor de K
para esta reação.
Resolução: O exemplo nos fornece a equação da reação química balanceada e as pressões parciais dos produtos e reagentes,
no equilíbrio.
Usando a equação da reação química balanceada, podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio:
𝐾 𝑝 = 
𝑃 𝑆 𝑂3 
2
𝑃 𝑆 𝑂2 
2 𝑥 𝑃 𝑂2 
A partir daí, vamos substituir os valores das pressões parciais nesta expressão e calcular o valor de K :
PSO = 0,0851 atm 
PSO = 0,669 atm 
P O = 0,395 atm
𝐾p =
𝑃so3
2
 𝑃 𝑆 𝑂 2 
2 𝑥 𝑃 𝑂2 
=
( 0 , 0851 ) 2
( 0 , 669 ) 2 𝑥 0 , 395
= 
7 , 24 𝑥 10 - 3
( 0 , 448 ) 𝑥 ( 0 , 395 ) = 
7 , 24 𝑥 10 - 3
0 , 177 = 0, 0409
2 2
3
2(𝑔) 2(𝑔) 3(𝑔)
2 2 3 p
( )
( ) ( )
p
3
2
2
( )
( ) ( ) ( )
( ) ( )
Em muitas situações, entretanto, não conhecemos as quantidades de todas as espécies químicas em uma mistura reacional
no equilíbrio. Porém, se as concentrações iniciais dos produtos e reagentes e a concentração no equilíbrio de uma dessas
espécies forem conhecidas, podemos usar a estequiometria da reação para deduzir as concentrações das demais.
Nesses casos, para calcular a constante de equilíbrio químico devemos seguir os seguintes procedimentos:
Clique nos botões para ver as informações.
Montar uma tabela que indique as seguintes informações sobre as concentrações das espécies químicas que compõem a
expressão da constante de equilíbrio:
Concentração inicial;
Variação da concentração; e
Concentração no equilíbrio.
Montar uma tabela 
Calcular a variação entre a concentração (ou pressão parcial) inicial e no equilíbrio (subtrair a concentração no equilíbrio
pela concentração inicial).
Calcular a variação 
Usando a proporção estequiométrica dos coe�cientes de reação, calcular as variações entre as concentrações no
equilíbrio e iniciais nas concentrações (ou pressões parciais) das outras espécies.
Usar a proporção 
Usar as concentrações iniciais e as variações de concentrações determinadas nos passos 2 e 3 para calcular as
concentrações (ou pressões parciais) no equilíbrio ainda não conhecidas.
Usar as concentrações 
Usar as concentrações das espécies no equilíbrio para determinar a constante de equilíbrio químico (K).
Determinar a constante 
Atenção
No caso de sistemas em que todas as espécies estão no estado gasoso, podemos utilizar as pressões parciais ao invés das
concentrações!
 Veja a aplicação deste procedimento
 Clique no botão acima.
Em um sistema hermeticamente fechado, o composto gasoso BrCl se decompõe à alta temperatura:
2𝐵𝑟𝐶𝑙 ⇆ 𝐵𝑟 + 𝐶𝑙
Inicialmente, um frasco é preenchido com BrCl , a 500K, até uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, o BrCl
apresentou pressão parcial de 0,040 atm. Calcule o valor de K , a 500K.
Resolução:
1. Montar tabela com as informações sobre as concentrações iniciais, a variação e as concentrações no equilíbrio das
espécies químicas envolvidas na expressão da constante de equilíbrio. Observe que a única substância adicionada no
frasco para a reação foi o BrCl . Ou seja, a quantidade das demais espécies químicas é nula.
2. Agora, vamos calcular quanto a pressão parcial do BrCl variou do início até atingir o equilíbrio químico. Para isso,
vamos fazer uma subtração entre o valor da pressão parcial no equilíbrio e a pressão parcial no início da reação.
Variação = pressão parcial no equilíbrio – pressão parcial no início 
Variação = 0,040 – 0,500 = - 0,460 atm
O valor negativo encontrado no cálculo da variação indica que a quantidade do BrCl diminuiu ao longo da reação.
Isso quer dizer que parte dele foi consumida para formar produto. Com isso, podemos perceber que durante o
progresso das reações químicas, do seu início até o equilíbrio químico, as variações das quantidades de produtos e
reagentes serão inversas.
Ou seja, de um lado da reação, as quantidades das espécies aumentam; do outro, diminuem.
(𝑔) 2(𝑔) 2(𝑔)
(g) (g)
p
(g)
Reagente Produto
2BrCl Br Cl
Pressão parcial Inicial 0,500 atm 0 0
Variação
Pressão parcial no Equilíbrio 0,040 atm
(g) 2(g) 2(g)
(g)
(g)
Reagente Produto
2BrCl Br Cl
Pressão parcial Inicial 0,500 atm 0 0
Variação consumiu 0,460 atm
Pressão parcial no Equilíbrio 0,040 atm
(g) 2(g) 2(g)
3. Uma vez que descobrimos a variação de uma das espécies da reação, podemos calcular as variações das demais,
utilizando como referência a estequiometria da reação. Neste caso, podemos observar que a proporção
estequiométrica da reação é de 2 mols de BrCl : 1 mol de Br : 1 mol de Cl . Isso porque, a cada 2 mols de BrCl
que são consumidos, 1 mol de Br e 1 mol de Cl são formados.
Sendo assim, as quantidades de Br e Cl formadas serão a metade da quantidade de BrCl que foi consumido.
4. Agora que já sabemos as variações para todas as espécies, podemos completar a linha da tabela referente ao
equilíbrio. Nessa etapa, utilizamos os valores das pressões parciais iniciais e das variações para calcular as
quantidades das espécies quando a reação atinge o equilíbrio químico.
Portanto, no equilíbrio:
- As concentrações das espécies que foram formadas é o somatório das suas concentrações inicial e da variação. 
- A concentração das espécies que foram consumidas é a subtração entre suas concentrações iniciais e a variação.
5. Uma vez conhecida a quantidade de todas as espécies, no equilíbrio químico, vamos substituir esses valores na
expressão à constante de equilíbrio (K ):
2BrCl ⇆ Br + Cl
Kp = 
 PBr2 . PBr2 
PBrCl )
2
= 
0 , 230 . 0 , 230
( 0 , 040 ) 2
= 
0 , 0529 
1 , 6 . 10 - 3
= 33, 06
(g) 2(g) 2(g) (g)
2(g) 2(g)
2(g) 2(g) (g)
Reagente Produto
2BrCl Br Cl
Pressão parcial Inicial 0,500 atm 0 0
Variação consumiu 0,460 atm Formou 
0 , 460
2 = 0, 230
Formou 
0 , 460
2 = 0, 230
Pressão parcial no Equilíbrio 0,040 atm
(g) 2(g) 2(g)
Reagente Produto
2BrCl Br Cl
Pressão parcial Inicial 0,500 atm 0 0
Variação - 0,460 + 0,230 + 0,230
Pressão parcial no Equilíbrio 0,040 0,230 0,230
(g) 2(g) 2(g)
p
(g) 2(g) 2(g)
( ( )
Aplicações práticas da constante de equilíbrio
Nós já estudamos que o valor da constante de equilíbrio indica as espécies predominantes no equilíbrio (se K < 1, predominam
produtos e se K>1 predominam reagentes).Além disso, é a partir da constante de equilíbrio que conseguimos prever em qual direção (dos produtos ou dos reagentes) uma
reação em andamento deverá “caminhar” para atingir o estado de equilíbrio. Podemos também determinar a quantidade de um
reagente ou produto de uma reação, no equilíbrio, se sua constante for conhecida.
Veremos a seguir como essas informações podem ser obtidas.
Calculando o Quociente de reação (Q)
O quociente de reação (Q) é um valor calculado quando substituímos as concentrações (ou pressões parciais) de produtos e
reagentes na expressão da constante de equilíbrio em qualquer momento da reação.
Para uma reação genérica: 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
Calculamos Q a partir da seguinte expressão: 𝑄 𝑐 = 
 [ 𝐶 ] 𝑐 . [ 𝐷 ] 𝑑
[ 𝐴 ] 𝑎 . [ 𝐵 ] 𝑏
Atenção
Quando a reação envolver apenas espécies gasosas, o quociente de reação pode ser calculado a partir das pressões parciais,
em vez das concentrações. Neste caso, calcularemos Q .p
Observe que a expressão do coe�ciente de reação (Q) é exatamente igual à expressão da constante de equilíbrio (K).
Entretanto, quando calculamos Q as concentrações (ou pressões parciais) que usamos podem estar ou não no equilíbrio
químico. Neste ponto, é importante destacar que:
A constante de equilíbrio (K) só
pode ser calculada com as
quantidades de reagente e
produtos no equilíbrio químico.
Para cada reação, em
determinada temperatura, o valor
de K é constante.
O valor de Q varia ao longo da
reação até que ela atinja o
equilíbrio. Isso porque as
quantidades de produtos e
reagentes variam do início até o
momento em que a reação
atinge o equilíbrio químico.
Para que calculamos o coe�ciente de reação?
De maneira bem prática, comparamos o valor de Q com a constante de
equilíbrio da reação (K) para identi�carmos se a reação já atingiu o
equilíbrio químico, controle muito útil quando uma reação demora muito
tempo.
Nesses casos, podemos coletar amostras da mistura reacional ao longo do tempo em que a reação está acontecendo, separar
as espécies químicas e determinar suas concentrações. Depois disso, substituímos esses valores na expressão de Q e
calculamos o seu valor. Este resultado é então comparado com o valor de K para veri�carmos se a reação já atingiu o equilíbrio
ou em qual direção (direção dos produtos ou dos reagentes) ela deve caminhar para atingi-lo.
Três situações são possíveis:
Clique nos botões para ver as informações.
Neste caso, a quantidade de reagentes é muito grande e, a de produtos, pequena em relação ao equilíbrio químico. Por
isso, a reação deve seguir para a direita, ou no sentido dos produtos, consumindo reagentes e formando produtos até
atingir o equilíbrio químico.
Q<K 
Quando o quociente de reação é igual à constante de equilíbrio químico, o sistema está em equilíbrio químico.
Q = K 
Neste caso, a quantidade de produto é muito grande e a de reagentes é pequena em relação ao equilíbrio químico. Por
isso, a reação deve seguir para a esquerda, ou no sentido dos reagentes, consumindo produtos e formando reagentes até
atingir o equilíbrio químico.
Q>K 
A Figura 1 ilustra a relação entre Q e K nas três situações:
 Figura 1: Relação entre Q e K, a uma determinada temperatura. A partir da comparação entre essas duas grandezas é possível prever a direção que a reação irá seguir para
alcançar o equilíbrio | Fonte: BROWN, 2015 – adaptado.
Para enxergamos estes conceitos na prática, vamos imaginar que um recipiente de 1 L contém 1,00 mol de N , 2,00 mols de H
e 2,00 mols de NH , a 472 °C. Será que a reação já atingiu o equilíbrio químico? Senão, em qual direção ela deve seguir até
alcançá-lo?
Sabendo que a reação de formação de NH a partir do N e H , a 472 °C, apresenta K = 0,105 e é representada pela seguinte
equação química, 3𝐻 + 𝑁 ⇌ 2𝑁𝐻 , podemos calcular o quociente de reação substituindo os valores das concentrações de N ,
H e NH , na expressão de Q:
2 2
3
3 2 2 C
2 2 3 2
2 3
𝑄 𝑐 = 
NH3
2
H2
3 . N2
 = 
[ 2 , 00 ] 2
[ 2 , 00 ] 3 . [ 1 , 00 ]
 = 0, 500
[ ]
[ ] [ ]
Ao compararmos o valor de Q encontrado e o valor de K , que é constante para esta reação, a 472°C, veri�camos que Q > K .
Ou seja, a quantidade de produto é muito grande e a quantidade de reagente é pequena, em comparação ao estado de
equilíbrio químico da reação.
Desta forma, a reação vai seguir para a esquerda, ou na direção da formação de reagentes (consumindo produtos). Como
consequência disso, o valor de Q (0,500) vai diminuir até que se iguale a K (0,105).
Calculando concentrações/pressões parciais de reagentes e produtos no equilíbrio
Sabemos que a constante de equilíbrio químico de uma reação a determinada temperatura tem um valor �xo. Quando este
valor é conhecido e o sistema está em equilíbrio, podemos usá-lo para determinar a quantidade de um reagente ou produto.
Para isso, geralmente, usamos a expressão da constante de equilíbrio para estabelecer uma equação matemática cuja
incógnita é a concentração (ou pressão parcial) da espécie que desejamos conhecer.
c c c c
c c
Exemplo
A reação de formação do NOCl a partir do NO e do Cl , a 500 K, tem K = 51. Em uma situação em equilíbrio, a 500 K, a
pressão parcial do NO é 0,125 atm e do Cl é 0,165 atm. Determine a pressão parcial do NOCl nesta mistura reacional.
2 𝑁𝑂 + 𝐶𝑙 ⇌ 2𝑁𝑂𝐶𝑙
Resolução: Primeiramente, vamos analisar o enunciado da questão e identi�car os dados fornecidos e o dado requerido.
Perceba que todos os valores são referentes à reação no equilíbrio químico.
Dados fornecidos: 
K = 51 
P = 0,125 atm 
P = 0,165 atm
Dado requerido 
P = ?
Uma vez que a reação está em equilíbrio, podemos estabelecer a expressão da constante de equilíbrio e usá-la para determinar
a pressão parcial do NOCl, pois este é o único valor desconhecido da expressão.
Kp =
PNOCl
2
PNO
2 . PCl2
Substituindo dos valores de K , da P e da P na expressão da constante, teremos:
51 =
PNOCl
2
( 0 , 125 ) 2 . ( 0 , 165 )
Agora, vamos colocar a incógnita (P ) em evidência e usar as operações matemáticas pertinentes para calcular seu valor:
(𝑃 ) = 51. (0,125) . 0,165 = 51 . 0,0156 . 0,165=0,131
PNOCl = √0, 131 = 0, 363 atm
(g) 2 p
2
(𝑔) 2(𝑔) (𝑔)
p
NO
Cl2
NOCl
( )
( ) ( )
p NO Cl2
( )
NOCl
𝑁𝑂𝐶𝑙
2 2
Atenção
Em algumas situações, conhecemos apenas a constante de equilíbrio e as quantidades de reagentes e produtos no início da
reação. Neste caso, para as concentrações (ou pressões parciais) dessas espécies no equilíbrio químico usamos como
incógnita as variações das quantidades. Usamos também os coe�cientes de cada substância na reação para determinar a
proporcionalidade das variações.
Perturbações sobre o equilíbrio químico: Princípio de Le Chatelier
Quando um sistema fechado alcança o equilíbrio químico, tende a permanecer neste estado. Entretanto, três fatores podem
perturbar o estado de equilíbrio de um sistema. São eles:
1
Variação de temperatura;
2
Variação da concentração de um reagente ou produto;
3
Variação de volume (ou pressão) em sistemas que
envolvem gases.
O Princípio de Le Chatelier é uma maneira simples e resumida de explicar a maneira pela qual uma reação buscará ajustar as
quantidades de reagentes e produtos para reestabelecer o equilíbrio químico, após sofrer perturbações.
Princípio de Le Catelier
Se um sistema em equilíbrio for perturbado pela variação de qualquer um
dos fatores que condicionam o estado de equilíbrio químico (temperatura,
concentração ou volume/pressão), haverá um deslocamento em uma das
direções da reação (dos produtos ou dos reagentes), opondo-se ao efeito da
perturbação, a �m de minimizar o efeito da variação.
Veremos agora como a reação em equilíbrio se comporta mediante cada uma dessas perturbações.
Clique nos botões para ver as informações.
Quando a concentração de uma espécie envolvida na reação é alterada, a uma determinada temperatura, a reação se
deslocará até o equilíbrio ser estabelecido.
Como isso acontece?
Dizer que o equilíbrio químico foi deslocadoapós a alteração das concentrações de reagentes ou produtos signi�ca que
as quantidades de reagentes e produtos variam até se adequarem a uma nova situação de equilíbrio químico.
É importante reforçar que o deslocamento do equilíbrio químico não altera o valor da constante de equilíbrio da reação.
Lembre-se que, a uma determinada temperatura, o valor da constante de equilíbrio é �xo.
Segundo o princípio de Le Chatelier, a reação vai se deslocar para a direção que minimize o efeito da perturbação. Logo:
- Se em um sistema em equilíbrio a concentração de qualquer espécie envolvida na reação for aumentada, o sistema
reagirá na direção oposta em que esta substância está localizada, a �m de consumir a quantidade adicionada.
Ou seja:
Aumentado a quantidade de reagentes, a reação se desloca na direção dos produtos. Aumentando a quantidade de
produtos, a reação se desloca na direção dos reagentes.
- Se em um sistema em equilíbrio a concentração de qualquer espécie envolvida na reação for diminuída, o sistema
reagirá na direção em que esta substância está localizada, a �m de produzir mais quantidade da substância retirada.
Ou seja:
Diminuindo a quantidade de reagentes, a reação se desloca na direção dos reagentes. Aumentando a quantidade de
produtos, a reação se desloca na direção dos produtos.
Vamos tomar como exemplo a reação de formação da amônia (NH ) – Processo de Haber. Na Figura 2, podemos veri�car
que antes de t o sistema está em equilíbrio, pois as pressões parciais de produtos e reagentes estão constantes. Após a
adição de H em t , as quantidades das espécies variam até t , quando um novo equilíbrio é estabelecido.
Observe que, para que a reação alcance novamente o equilíbrio, as moléculas de H excedentes precisam ser
consumidas. Para isso, elas reagem com N presente no sistema e formam NH .
Comparando esta explicação com o grá�co da Figura 2, perceba que, após a perturbação do sistema com a adição de um
dos reagentes (t ), as quantidades dos reagentes diminuem e a quantidade do produto aumenta até que um novo
equilíbrio é alcançado (t ). Podemos também a�rmar que o equilíbrio se deslocou para a direção dos produtos (ou para a
direita) até reestabelecer o equilíbrio.
𝑁 + 3𝐻 ⇌ 2𝑁𝐻
O que aconteceria se, em vez de H , adicionássemosa este mesmo equilíbrio uma determinada quantidade de N ?
Como N nesta reação também é um reagente, o equilíbrio também se deslocaria no sentido dos produtos, consumindo
H e formando NH . Por outro lado, se adicionássemos NH , o excesso dessa substância seria consumido, e mais N e H
seriam formados para que a reação reestabelecesse seu equilíbrio. Ou seja, se deslocaria na direção dos reagentes (para
esquerda).
Na prática, na fabricação industrial de NH por este processo, o equilíbrio é “perturbado” no intuito de aumentar a
formação de amônia. Então, assim que a amônia é formada, é retirada continuamente por liquefação seletiva. Com isso, o
equilíbrio é sempre deslocado no sentido dos produtos até que praticamente todo N e H sejam consumidos.
Efeito da Variação das concentrações de reagentes ou produtos 
3
1
2 1 2
2
2 3
1
2
2(𝑔) 2(𝑔) 3(𝑔)
 Figura 2: Efeito da adição de H2 sobre a mistura reacional de NH3, N2 e H2. | Fonte: BROWN, 2015 - adaptado
2 2
2
2 3 3 2 2
3
2 2
Segundo Le Chatelier, se o sistema em equilíbrio é constituído por pelo menos uma espécie no estado gasoso, e tem seu
volume reduzido (ou a pressão total do sistema aumenta), responderá à perturbação deslocando-se para o sentido da
reação que reduza a pressão do sistema.
Como isso pode ser feito?
O sistema pode reduzir sua pressão diminuindo o número total de moléculas no estado gasoso. Isso porque poucas
moléculas exercem menor pressão. Logo, a uma determinada temperatura:
- A redução do volume de uma mistura gasosa, em equilíbrio, aumenta a pressão e, consequentemente, a reação se
deslocará na direção em que houver o menor número de moles de substâncias no estado gasoso.
Se, entretanto, o volume desses sistemas aumenta (ou a pressão total do sistema diminui), a resposta à alteração será o
deslocamento da reação no sentido em que a pressão do sistema aumente.
- O aumento do volume de uma mistura gasosa, em equilíbrio, reduz a pressão e, consequentemente, a reação se
deslocará na direção em que houver o maior número de moles de substâncias no estado gasoso.
Este conceito é ilustrado na Figura 3.
Agora, observe a aplicação da variação de volume/pressão no sistema representado na equação balanceada a seguir:
2𝑁𝑂 ⇌ 2𝑁𝑂
Podemos perceber que, de acordo com a estequiometria da reação, a cada um mol de N O que se decompõe, 2 (dois)
mols de NO são formados. Portanto:
- Se o volume desse sistema diminuir, consequentemente, a pressão total do sistema irá aumentar e a reação se
deslocará na direção do N O , pois é o lado da reação que apresenta o menor número de mols;
- Se o volume do sistema aumentar, consequentemente, a pressão total do sistema irá diminuir e a reação se deslocará
na direção do NO , pois é o lado da reação que apresenta o maior número de mols.
Quando uma reação balanceada, no estado gasoso, apresenta o mesmo número de mols nos lados dos reagentes e
dos produtos, a variação de volume/pressão total do sistema não gera perturbação no equilíbrio como, por exemplo, a
reação de formação do iodeto de hidrogênio a partir do H e do I :
Efeito da variação do Volume/Pressão 
 Figura 3: Efeito da variação de volume/pressão sobre o um sistema em equilíbrio químico.
2(𝑔) 4(𝑔)
2 4
2
2 4
2
2 2
Para sistemas em equilíbrios, as variações nas concentrações ou nas pressões parciais das espécies químicas envolvidas
na reação causam o deslocamento do equilíbrio sem que o valor da constante de equilíbrio se altere. Entretanto, na
maioria dos casos, o valor da constante de equilíbrio para uma reação é dependente da temperatura.
Podemos prever qualitativamente o efeito da temperatura sobre um sistema químico em equilíbrio se soubermos se a
reação é exotérmica ou endotérmica.
Reação Exotérmica: Apresenta entalpia de reação menor do que zero (∆H <0). 
Reação Endotérmica: Apresenta entalpia de reação maior do que zero (∆H >0)
Podemos relacionar K e temperatura considerando o calor como sendo uma “espécie química”. Vejamos o que acontece
para cada um dos tipos de reação.
Reações endotérmicas: O calor é considerado reagente (a reação “consome” calor).
Reagentes + calor ⇋ produtos
Reações exotérmicas: O calor é considerado produto (a reação libera calor, precisa receber energia calorí�ca para
acontecer).
Reagentes ⇋ produtos + calor
Quando aumentamos a temperatura de um sistema em equilíbrio, o sistema responde como estivéssemos adicionando
reagente (se a reação for endotérmica) ou produto (se a reação for exotérmica). Assim, o equilíbrio responderá se
deslocando na direção que vai consumir o excesso de calor.
Nas reações endotérmicas, o calor será absorvido conforme os reagentes forem sendo convertidos em produtos. Com o
aumento da temperatura, a tendência é que o equilíbrio se desloque para a direita (lado dos produtos).
Consequentemente, mais produto é formado e, por isso, K aumenta.
Nas reações exotérmicas, a reação libera calor quando os produtos são formados. Por isso, aumentar a temperatura faz
com que o equilíbrio se desloque para a esquerda (lado dos reagentes). Como resultado, a quantidade de reagente
aumenta e o valor de K diminui.
Agora vamos pensar o que aconteceria se resfriássemos o sistema. Quando a temperatura de um sistema é diminuída, é
como se o calor fosse retirado. Sendo assim, o sistema irá reagir como se estivessem sendo retirados produtos (no caso
das reações exotérmicas) ou reagentes (no caso das reações endotérmicas).
Desta forma, resfriar uma reação endotérmica faz com que o valor de K diminua. Por outro lado, quando tiramos calor de
uma reação exotérmica, K aumenta.
Observe a reação de formação do NO a partir do N e do O :
𝑁 + O ⇋ 2𝑁𝑂      ∆𝐻 = +180,6 𝑘𝐽
- Se aumentarmos a temperatura, o sistema se deslocará no sentidodos produtos, a �m de consumir o excesso de calor,
aumentando a quantidade de produto (K aumenta);
Efeito da Variação da Temperatura 
0
reação
0
reação
2 2
2(𝑔) 2(𝑔) (𝑔)
𝑜
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
Como será o comportamento deste equilíbrio se
aumentarmos a temperatura do sistema? E se resfriamos o
sistema?
Veja que esta é uma reação endotérmica, pois ∆𝐻 > 0,
ou seja, podemos considerar o calor como um “reagente”.
Logo:
𝑜
𝑟𝑒𝑎çã𝑜 Figura 4: Efeito da variação de temperatura sobre o sistema em equilíbrio
- Se resfriarmos o sistema, a reação se deslocará no sentido dos produtos, a �m de “repor” o reagente (calor) que foi
retirado, aumentando a quantidade de reagente (K diminui).
A Figura 4 ilustra de forma resumida o efeito da temperatura sobre um sistema em equilíbrio.
Atividades
1. 0,2 mol de N O são adicionados a um recipiente de 1,0 L e o recipiente é aquecido até 400 K. A esta temperatura, o sistema
entra em equilíbrio e determina-se que a concentração de N O é 0,057 mol/L. Dada esta informação, qual é o valor de Kc para
a reação 𝑁 𝑂 ⇌ 2𝑁𝑂 ?
2 4
2 4
2 4(𝑔) 2(𝑔)
a) 0,23
b) 0,36
c) 0,13
d) 1,4
e) 2,5
2. Sabe-se que Kp =8,125, a 25 °C para reação:
𝐶𝑂 +2𝐻 ⇆ 2𝐻 𝑂 + 𝐶𝑂
Em determinadas condições, P𝐶𝑂 = 0,5 atm; P𝐻 = 1,0; P𝐻 𝑂 = 10 atm e P𝐶𝑂 =1,5 atm. Assinale a alternativa que indique
o valor de Q e para que sentido a reação deve se deslocar (sentido dos reagentes ou produtos) para atingir um novo equilíbrio,
respectivamente:
2(𝑔) 2(𝑔) 2 (𝑔) 2(𝑔)
2(𝑔) 2(𝑔) 2
p
a) Q = 3,33 x 10 , a reação deve se deslocar para o sentido dos produtos.p -3
b) Q = 300, a reação deve se deslocar para o sentido dos reagentes.p
c) Q = 30, a reação deve se deslocar para o sentido dos produtos.p
d) Q = 3,33 x 10 , a reação deve se deslocar para o sentido dos reagentes.p -3
e) Q = 300, a reação deve se deslocar para o sentido dos produtos.p
3. (VUNESP – Perito Criminal – PCSP – 2013) O aumento de pressão do sistema acarretará maior rendimento em produto do
equilíbrio representado por:
a) CaCO ⇄ CaO + CO3(s) (s) 2(g)
b) CO + ½ O ⇄ CO(g) 2(g) 2(g)
c) C + O ⇄ CO(s) 2(g) 2(g)
d) N O ⇄ N + 2O2 4(g) 2(g) 2(g)
e) H O(l) ⇄ H O2 2 (g)
Referências
BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012.
KOTZ, J.C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
Próxima aula
Teorias de ácido e base;
Produto iônico da água e escala de pH;
Constantes de ionização ácida (Ka) e básica (Kb).
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