Este documento discute os principais tópicos do equilíbrio químico, incluindo noções de equilíbrio químico, constante de equilíbrio, equilíbrio iônico em solução aquosa e equilíbrio ácido-base. Também aborda a importância histórica da síntese de amônia para a produção de fertilizantes e explosivos, e como o princípio do equilíbrio químico foi fundamental para resolver este problema.

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Amanda Ribeiro Guimarães
amandaiqsc@iqsc.usp.br
quimicageralemais.blogspot.com.br

2. PRINCIPAIS TÓPICOS
Noções de equilíbrio químico
Constante de equilíbrio
Equilíbrio iônico em solução aquosa
Equilíbrio ácido-base
Solução tampão

3. REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO
 Mahan, Bruce M. Química: um curso
universitário. Bruce M. Mahan, Rollie J. Myers;
coordenador Henrique Eisi Toma; tradução de
Koiti Araki, Denise de Oliveira Silva, Flávio
Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard Blücher,
2003.
 Atkins, Peter. Princípios de química:
questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Peter Atkins, Loretta Jones; tradução
Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre:
Bookman, 2006.

4. A produção de alimentos
cairia desastrosamente
em razão da falta de
fertilizantes
nitrogenados!!!!
1898
Sir William Ramsay
Fabricação de
Fertilizantes
Fabricação de
explosivos
Jazidas do Chile

5. A resposta está
no Equilíbrio
Químico!!!
Fritz Haber (1868 – 1934)
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)

6. Reversibilidade das Reações
aA+bB cC+dD
Reação direta
reagentes
produtos
bB
aA
aA e bB serão consumidos
bB
cC
dD
cC e dD serão formados
Reação Inversa
• Mesma velocidade
• A composição da mistura
é constante

7. CaCO3 (s) ⇄CaO (s) + CO2 (g)
CaCO3
(s)
CO2
CaO
(s)
CO2
↓
↓
↓
CO2
CO2
840 °C

8. A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
𝐾 =
(𝑃𝑆𝑂3/ 𝑃°)
(𝑃𝑆𝑂2
/𝑃°)2(𝑃𝑂2
/𝑃°)
Dados de Equilíbrio e Constante de Equilíbrio da
Reação
𝑃𝑆𝑂2
(bar) 𝑃𝑂2
(bar) 𝑃𝑆𝑂3
(𝑏𝑎𝑟) 𝑃(𝑏𝑎𝑟) K
A 5,49x10−2
3,24x10−2
2,21x10−4
8,75x10−2
5,00x10−4
B 3,16x10−3 1,83x10−2 9,49x10−6 2,15x10−2 4,93x10−4
C 9,15x10−3
9,15x10−3
1,96x10−5 1,83x10−2
5,02x10−4
K médio= 4,95x10−4

9. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
aA + bB ⇌ cC + dD
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
 DEPENDENTE DA TEMPERATURA
• Concentração molar se a
espécie for um soluto
dissolvido.
• Pressão parcial se a espécie
for um gás.
PRODUTOS
REAGENTES

10. QUOCIENTE DE REAÇÃO Q
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) 𝑄 =
𝑃 𝐻𝐼
2
𝑃 𝐻2
𝑃𝐼2
• Q assume qualquer valor dependendo da mistura de HI,
H2 e I2.
• Quando o equilíbrio é atingido, existirá um único valor de
Q – dependente da temperatura

11. QUOCIENTE DE REAÇÃO Q
aA + bB ⇌ cC + dD
𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
O sistema estará em equilíbrio
Reagentes em excesso em relação
ao equilíbrio – Reação prosseguirá
até o equilíbrio da esquerda para a
direita
Produtos em excesso em relação ao
equilíbrio – Reação prosseguirá até
o equilíbrio da direita para a
esquerda

12. aA+bB cC+dD⇄
𝐾 =
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑝𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
𝐾 =
(𝑃𝐶 /𝑃°
) 𝑐
(𝑃 𝐷 /𝑃°
) 𝑑
(𝑃𝐴 /𝑃°) 𝑎(𝑃𝐵 /𝑃°) 𝑏
Pressão Concentração
P°=1bar
Pressão padrão
aA+bB cC+dD⇄
𝐾 =
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
c°=1mol. 𝐿−1
molaridade padrão
𝐾 =
[𝐶] 𝑐
[𝐷] 𝑑
[𝐴] 𝑎
[𝐵] 𝑏
para sólidos de líquidos puros, [j]/c°=1
𝐾 =
𝑃𝐶
𝑐
𝑃 𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
𝑃𝐵
𝑏
𝐾 =
([𝐶]/𝑐°
) 𝑐
([𝐷]/𝑐°
) 𝑑
([𝐴]/𝑐°) 𝑎([𝐵]/𝑐°) 𝑏

13. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
aA + bB ⇌ cC + dD
𝐾 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Não aparecem na
expressão da
constante de
equilíbrio:
• Líquido puro
• Sólido puro
• Solvente
presente em
excesso

14. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Cu2+ (aq) + Zn (s) ⇌ Cu (s) + Zn2+ (aq)
𝐾 =
𝐶𝑢 𝑍𝑛2+
𝐶𝑢2+ [𝑍𝑛]
[𝑍𝑛2+
]
[𝐶𝑢2+]
=
[𝐶𝑢]
[𝑍𝑛]
𝐾′
≡ 𝐾
[𝑍𝑛2+
]
[𝐶𝑢2+]
= 𝐾

15. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
𝐾 =
𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2
𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝐶𝑂2 =
[𝐶𝑎𝐶𝑂3]
[𝐶𝑎𝑂]
𝐾′
≡ 𝐾
𝐶𝑂2 = 𝐾

16. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
2H2 (g) + O2 (g) ⇌ 2H2O (g)
H2 (g) +
𝟏
𝟐
O2 (g) ⇌ H2O (g)
𝐾1 =
[𝐻2 𝑂]2
[𝐻2]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝐻2 𝑂]
[𝐻2][𝑂2]1 2
𝐾2 = 𝐾1
1 2

17. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)
2NO2 (g) ⇌ 2NO (g) + O2 (g)
𝐾1 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝑁𝑂]2
[𝑂2]
[𝑁𝑂2]2
𝐾2 =
1
𝐾1

18. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
2NO (g) + O2 (g) ⇌ 2NO2 (g)
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾1 =
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
𝐾2 =
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
𝐾3 = 𝐾1 𝐾2
2NO (g) + O2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾3 =
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
=
[𝑁𝑂2]2
[𝑁𝑂]2[𝑂2]
[𝑁2 𝑂4]
[𝑁𝑂2]2

19. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
RESPOSTA DOS EQUILÍBRIOS A MUDANÇAS
DE CONDIÇÕES
concentração
pressão
temperatura
catalisadores
“Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio
dinâmico, ele tende a se ajustar no
sentido de minimizar o efeito da
perturbação.”
(1850-1936)

20. Concentração
No Equilíbrio Q=K
aA + bB ⇌ cC + dD
aA
cC
Adição de reagente
aA + bB ⇌ cC + dD
Q< K
A reação responde com
a formação de produtos
para restaurar a
igualdade entre Q e K.
Adição de produtos
Q >K
A reação responde com a
formação de reagentes
para restaurar a
igualdade entre Q e K.
aA + bB ⇌ cC + dD
Q=
𝐶 𝑐
𝐷 𝑑
𝐴 𝑎
𝐵 𝑏

21. O CASO DO AAS
𝐴𝐴𝑆(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇄ 𝐴𝐴𝑆−1
+𝐻3 𝑂+
(aq)
𝐴𝐴𝑆−1
(aq)
𝐻3 𝑂+

22. CaCO3 (s)⇌CaO (s) + CO2 (g)
Absorve calor
Reação exotérmica
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
Reação endotérmica
Libera calor
Temperatura

23. A temperatura aumentar?
Qual seria o efeito sobre o Equilíbrio ?
2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄ 2𝑆𝑂3(𝑔)
Reação exotérmica
Reação endotérmica
CaCO3 (s) ⇌CaO (s) + CO2 (g)
O aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o
equilíbrio na direção endotérmica.

24. Pressão
𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐼(𝑔)
Dica: verificar o número
de mols!!!
compressão
expansão
A compressão de uma mistura de reação de equilíbrio tende a
deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase
de gás.

25. SOLUÇÃO PARA O PROBLEMA DE HABER
Fritz Haber (1868 – 1934)
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
1) Conduzir a síntese com gases
fortemente comprimidos .
2 mols
4mols
2) Era preciso conduzir a reação à
menor temperatura possível.
250atm!!
Reação é exotérmica
3) Remover a amônia à medida que
ela se forma.

26. Catálise
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
• Nitrogênio e hidrogênio combinam-se muito lentamente em temperaturas
baixas!!
Adição de um catalisador!!!
Catalisador - é uma substância que
aumenta a velocidade de uma reação
química sem ser consumido durante a
reação.
• O catalisador não afeta o equilíbrio de uma mistura de reação.
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
FeOs U
250atm450 C°

27. ATENÇÃO!!!!
A constante de Equilíbrio pode ser definida em termos de pressões
parciais e em termos de concentração.
𝐾 =
𝑃𝐶
𝑐
𝑃 𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎
𝑃𝐵
𝑏 𝐾𝑐 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Convertendo 𝐾 em 𝐾𝑐
𝐾 =
𝑅𝑇𝑐°
𝑃°
𝐾𝑐
Δ𝑛
Δ𝑛=(c+d)-(a+b)
𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛
𝐾𝑐
P°=1bar c°=1mol.𝐿−1

28. EXEMPLO 1
Em 673K, a constante de equilíbrio K de 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇄
2𝑆𝑂3(𝑔) é 3,1𝑥104
. Qual é o valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura?
R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1
𝟑, 𝟏𝒙𝟏𝟎 𝟒
= (8,31447x 𝟏𝟎−𝟐
𝒙𝟔𝟕𝟑)−𝟏
𝑲 𝒄
Δ𝑛=2-(2+1)=-1
𝐾 = 𝑅𝑇 Δ𝑛
𝐾𝑐
𝑲 𝒄 = 𝟏. 𝟕𝒙𝟏𝟎 𝟔

29. Em uma mistura de 𝐻2, 𝐼2 𝑒 𝐻𝐼 em equilíbrio na fase de gás, em
500K, [HI]= 2,21𝑥10−3
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
e [𝐼2] = 1,46𝑥10−3
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
.
Levando em conta o valor de K= 160, calcule a concentração de
𝐻2.
𝐾 =
[𝐻𝐼]2
𝐻2 [𝐼2]
160 =
(2.21𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1)2
1,46𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 [𝐻2]
[𝐻2]=2,1 x10−5
𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
CÁLCULOS UTILIZANDO A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

30. COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO
1) Em um recipiente de 500 mL foram adicionados 3,12 g
de PCl5. A amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de
decomposição PCl3 e Cl2 em 250°C, em que K = 78,3.
Nessa temperatura, as três substâncias são gases.
Determinar a composição da mistura no equilíbrio.
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
gases ideais!!!
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
V=500mL - 0,5L
R= 8,31447x 10−2 𝐿. 𝑏𝑎𝑟. 𝐾−1 𝑚𝑜𝑙−1
T= 250C° - 523K
n= m/M
𝑀 𝑃𝐶𝑙5
=208,24 g/mol
m=3.12g

31. 𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
𝑲 =
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑
𝑷 𝑪𝒍 𝟐
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
=
𝟑, 𝟏𝟐 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏
𝒙
8,31447x 𝟏𝟎−𝟐
𝑳. 𝒃𝒂𝒓. 𝑲−𝟏
𝒎𝒐𝒍−𝟏
. (𝟓𝟐𝟑 𝑲)
𝟎, 𝟓𝑳
=
= 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎 𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓

32. COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓(𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍) = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝑪𝒍 𝟐
Etapa 1 – Pressão parcial inicial 1,30 0 0
Etapa 2 – Mudança na pressão parcial -x +x +x
Etapa 3 – Pressão parcial final 1,30 - x x x
𝐾 =
𝑃 𝑃𝐶𝑙3 𝑃 𝐶𝑙2
𝑃 𝑃𝐶𝑙5
=
𝑥 . 𝑥
1,30 − 𝑥
=
𝑥2
1,30 − 𝑥
= 78,3 𝒙 = −𝟕𝟗, 𝟔 𝐨𝐮 𝟏, 𝟐𝟖
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
= 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟎 − 𝟏, 𝟐𝟖 = 𝟎, 𝟎𝟐 𝒃𝒂𝒓
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟑
= 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓
𝑷 𝑪𝒍 𝟐
= 𝒙 = 𝟏, 𝟐𝟖 𝒃𝒂𝒓

33. COMO MONTAR E USAR UMA TABELA DE EQUILÍBRIO
2) Suponha que a mistura em equilíbrio mostrada
anteriormente seja perturbada pela adição de 0,0100 mol
de Cl2 (g) ao balão (de volume 500 mL) e que o sistema
atinja novamente o equilíbrio. Calcular a nova composição
de equilíbrio.
𝑷𝑪𝒍 𝟓 𝒈 ⇌ 𝑷𝑪𝒍 𝟑 𝒈 + 𝑪𝒍 𝟐 𝒈

34. 1) Para a reação 𝐻2(𝑔)+𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔), K= 500K. A
análise da mistura de reação em 500K mostrou que sua
composição é 𝑃 𝐻2
= 0,20 bar, 𝑃𝐼2
=0,10bar e 𝑃 𝐻𝐼= 0,10bar.
 A) Calcule o quociente da reação.
 B) A mistura de reação está em equilíbrio? Caso não
esteja, a tendência é formar mais reagentes ou mais
produtos?

35. FIM DA AULA 1

36. EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA
 Sais pouco solúveis
 Ácidos e bases
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
 Solução Tampão