1) O documento discute conceitos de equilíbrio químico, incluindo reversibilidade de reações, velocidades iguais de reações direta e inversa no equilíbrio, e como fatores como temperatura, concentração e pressão afetam o equilíbrio. 2) É explicado como calcular a constante de equilíbrio Keq usando concentrações ou pressões parciais no equilíbrio. 3) Exemplos ilustram como aplicar esses conceitos para prever o sentido da reação e calcular quant

1. Prof: Msc. David Maikel Fernandes
Equilíbrio Químico

2. Conceito de Equilíbrio
• O Equilíbrio Químico é uma situação em que a
proporção entre as quantidades de reagentes e
produtos em uma reação química se mantêm
constantes ao longo do tempo.
• No equilíbrio químico as reações opostas
acontecem a velocidades iguais.

3. Equilíbrio Químico
A+B C+D
Princípios do Equilíbrio Químico
• REVERSIBILIDADE
Reações que se desenvolvem ao mesmo tempo, em direções
opostas. Ou seja, reagentes e produtos são consumidos e formados
ao mesmo tempo.
• Sistema fechado e temperatura e pressão constantes

4. Reação DIRETA e reação INVERSA
REAÇÃO DIRETA
N2O4(g) 2 NO2(g)
REAÇÃO INVERSA
velocidade
vd No início da reação a velocidade direta é máxima
Vd = Vi Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico
com o passar do tempo
No início da reação a velocidade inversa é nula
vi
te tempo

5. V1 = V2

6. • No equilíbrio químico ...
1
aA + bB cC + dD
2
K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc
V1 = V2 K2 [ A ]a. [ B ] b
K1 .[ A ]a. [ B ]b = K2 .[ C ]c. [ D ]d

7. K eq  1 : equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos.
-
K eq  1 : equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes.
-
O Sentido da Equação Química
O sentido no qual escrevemos a equação química para um equilíbrio é
arbitrário:
O  ()
N4g 2 2g
2 () NO

8. K1 = [ C ]c. [ D ]d = kc
K2 [ A ]a. [ B ]b

9. Cálculo das Constantes de Equilíbrio
- Conhecendo a concentração ou pressão
parcial no equilíbrio de pelo menos uma
espécie:
• Tabelar os valores iniciais e de equilíbrio;
• Calcular a variação das espécies conhecidas;
• Determinar a variação das outras substâncias
utilizando a estequiometria;
• Calcular as concentrações de equilíbrio;
• Determinar Keq .

10. Demonstração
O trióxido de enxofre decompõe-se a alta temperatura em
um recipiente selado: 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g).
Inicialmente o recipiente é abastecido a 1000 K com SO3(g) a
uma pressão parcial de 0,500 atm. No equilíbrio, a pressão
parcial de SO3(g) é 0,200 atm. Calcule o valor de Keq.
2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g)‫‏‬
Início 0,500 atm ------- -------
Variação -0,300 atm +0,300 atm +0,150 atm
Equilíbrio 0,200 atm +0,300 atm +0,150 atm
2
( )P
P( )SO O
 
2
K
eq 0
,
338
2
2
( )
P SO
3

11. Aplicações das Constantes de
Equilíbrio
- Determinação do sentido para atingir o equilíbrio;
- Cálculo das concentrações de reagentes e produtos
durante o equilíbrio.

12. Determinação do sentido para atingir
o equilíbrio
• Quociente da reação (Q) : Resultado obtido pela substituição
das pressões parciais ou concentrações dos produtos e reagentes
na expressão da Keq.
Q > Keq
→ Equilíbrio com mais reagentes (dir.→esq.)‫‏‬
Q < Keq
→ Equilíbrio com mais produtos (esq.→dir.)‫‏‬
Q = Keq
→ Sistema em equilíbrio.

13. Medidas de concentração para o sistema abaixo, em
equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes
resultados:
[ H2 ] = 0,10 mol/L
H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L
[ HI ] = 1,0 mol/L
Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.
( 1,0 ) 2 1,0
KC = = KC = 50
(0,10) x
(0,20) 0,02

14. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol
de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que
haviam sido formados 3,5 mol de CO2.
Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:
a) 4,23.
CO + NO2 CO2 + NO
b) 3,84.
c) 2,72. início 6,5 5,0 0,0 0,0
d) 1,96. reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5
e) 3,72.
equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5
3,5
[ CO2 ] = = 1,75 M [ CO2 ] x [ NO ]
2,0 KC =
[ CO ] x [ NO2 ]
3,5
[ NO ] = = 1,75 M
2,0 1,75 x 1,75
KC =
3,0 1,50 x 0,75
[ CO ] = = 1,50 M
2,0
3,0625
1,5 KC = KC = 2,72
[ NO2 ] = = 0,75 M 1,125
2,0

15. 1.888

16. EXOTÉRMICA
2 NO2(g) N2O4(g) ΔH < 0
Castanho ENDOTÉRMICA
incolor
avermelhado

17. Influência da Variação de
Temperatura (T)
• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
endotérmica.
• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação
exotérmica.
Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ
Reação direta = endotérmica.
Reação inversa = exotérmica.

18. Vamos analisar o equilíbrio abaixo:
2– 1
2–
Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H+
2 amarela
alaranjada

19. Influência da Concentração [C]
• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir
essa substância.
• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir
essa substância.
Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

20. Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura
em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:
Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl-
Esquerda
Direita
Esquerda
Direita
Esquerda

21. Podemos generalizar afirmando que um(a) ...
AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no
SENTIDO OPOSTO
da espécie química adicionada
DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no mesmo
MESMO SENTIDO
da espécie química retirada

22. N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g )
4 volumes 2 volumes
A reação em equilíbrio, ocorre a variação do n. moles de reagentes e produtos, ou seja
variação de volume. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume
(menor n. moles) para diminuir o efeito do aumento da pressão.
Aumento de volume  diminui a pressão total  desloca para o maior número de
moléculas
Redução de volume  aumenta a pressão total  desloca para o menor número de
moléculas

23. Exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1mol 3 mols 2 mols
O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se
para dar 2 mols no lado direito.
Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a
direita.
Exemplo:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
1mol 1 mol 2 mols

24. O equilíbrio gasoso representado pela equação :
N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se :
a) a pressão for abaixada.
b) N2 for retirado.
c) a temperatura for aumentada.
d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.
e) o volume do recipiente for diminuído.

25. EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SISTEMAS GASOSOS
SEJA A REAÇÃO: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
pCc. pDd
Kp = ONDE Kp É A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM PRESSÃO PARCIAL
pAa . pBb pV=nRT p=nRT/ V
RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp
Kp= Kc.(RT)∆n ONDE ∆n=( c+d) – (a+b)
O GALO MUDA DE COR POR DESLOCAR O EQUILÍBRIO QUÍMICO.
ELE INDICA A MUDANÇA DE UMIDADE. QTO MAIOR A UMIDADE
MAIS ROSA QTO MAIS SECO O TEMPO MAIS AZUL. TUDO POR
CAUSA DO CoCl2

26. Influência dos Catalisadores
Aumenta a velocidade para o equilíbrio ser atingido, mas
NÃO a composição da mistura no equilíbrio.

27. Equilíbrio Químico no Cotidiano
• Óculos Fotocromáticos:
AgCl + energia  Ag + Cl
AgCl = aparência clara.
Ag = aparência escura.
• Cerveja
Supercongelamento

28. A vida a altitudes elevadas e a produção de
hemoglobina
Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se
ambientarem antes de escalarem montanhas de elevada altitude
como o Monte Everest.
Como explicar este fato?

29. A vida a altitudes elevadas e a produção
de hemoglobina
• Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de
cabeça, náuseas, fadiga não usual e outros incómodos. 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.

30. A vida a altitudes elevadas e a produção de
hemoglobina
• Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a
combinação do O2 com a molécula de hemoglobina:
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2
para os tecidos.
A constante de equilíbrio é:
[HbO2 ]
Kc 
[Hb][O2 ]
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o
sistema se a ocorrer uma diminuição da concentração de O2?

31. A vida a altitudes elevadas e a produção
de hemoglobina
Hb (aq) + O2 (aq) ? HbO2 (aq)
• De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da
concentração de O2 deslocará o sistema da direita para a
esquerda.
Hb (aq) + O2 (aq)  HbO2 (aq)
• Esta variação elimina 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.

32. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
 As equações que nos dão as variações de energia de Gibbs e de
energia padrão são, respectivamente,
∆G = ∆H - T∆S
∆Gº = ∆Hº - T∆Sº
É importante compreender as condições em que estas equações são
aplicáveis e que tipo de informação podemos obter a partir de ∆G e
de ∆Gº
Consideremos a seguinte reacção:
Reagentes → Produtos

33. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
• A variação da Energia de Gibbs padrão para esta reacção é dada
por:
∆Gº = Gº (produtos) – Gº(reagentes)
∆Gº - representa a variação da energia de Gibbs quando os
reagentes no seu estado padrão são convertidos em produtos
também no seu estado padrão.
Assim que a reação tiver início, deixa de ser válida a condição de
estado padrão para os reagentes e para os produtos, pois
nenhum deles permanece em solução com uma concentração
padrão.

34. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
• Quando não estamos sob condições padrão, devemos usar ∆G em
vez de ∆Gº para prever a direcção da reacção. A relação entre ∆G
e ∆Gº é:
∆G = ∆Gº + RT ln Q
Em que:
R – constante dos gases perfeitos ( 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta a que ocorre a reacção
Q – quociente reaccional
No equilíbrio, G = 0 e Q = K
0 = Gº + RT ln K
G = - RT ln K

35. Reação não espontânea
Gº (produtos)
Gº = Gº(produtos) –
Gº(reagentes) > 0 ∆Gº > 0,
pois Gºprodutos > Gº reagentes
A reacção não é espontânea.
Os reagentes são
Gº (reagentes)
favorecidos em relação aos
produtos.

36. Reação espontânea
Gº (reagentes)
∆Gº < 0,
Gº = Gº(produtos) –
Gº(reagentes) < 0 pois Gºprodutos < Gº reagentes
A reacção é espontânea.
Os produtos são favorecidos
em relação aos reagentes.
Gº (produtos)

37. Reação em Equilíbrio Químico
∆Gº = 0
Os produtos e os reagentes
são igualmente favorecidos
no equilíbrio.

38. Energia de Gibbs e Equilíbrio Químico
K ln K ∆Gº Comentários
>1 Positivo Negativo A reacção é espontânea. Os produtos
são favorecidos em relação aos
reagentes.
=1 0 0 Os produtos e os reagentes são
igualmente favorecidos.
<1 Negativo Positivo A reacção não é espontânea. Os
reagentes são favorecidos em relação
aos produtos.

39. EQUILÍBRIO IÔNICO
DEFINIÇÃO: É UM CASO PARTICULAR DE EQUILÍBRIO QUÍMICO EM QUE APARECE ÍONS
O EQUILÍBRIO IÔNICO ESTÁ LIGADO AO GRAU DE IONIZAÇÃO α
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO - Ki OU Ka PARA OS ÁCIDOS OU Kb PARA AS BASES
QTO MAIOR A
CONSTANTE DE MAIS IONIZADO ESTÁ MAIOR SERÁ A SUA
IONIZAÇÃO O ÁCIDO FORÇA
SEJA UM ELETRÓLITO QUALQUER HX H + + X-
Ki =‫│‏‏‬H+│‫│‏+‏‬X-│
│HX│
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
RELACIONA O GRAU DE IONIZAÇÃO (α)‫‏‬COM A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO (Ki )
Ki = Mα2
(1 –α)

40. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
Kw- constante de equilíbrio para a água
SEJA A REAÇÃO:
H2O (l) 2H+(aq) + ½ O2(aq) Kw= │H+│.│OH-│
│H2O│
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
kw=‫│‏‬H+│.│OH-│‫‏‬A‫0‏52‏‬C É 10-14
COMO‫‏‬PARA‫‏‬A‫‏‬ÁGUA‫‏‬PURA‫│‏‬H+│=│OH-│ ENTÃO │H+│e│OH-│SÃO‫‏‬IGUAIS‫‏‬A‫7-01 ‏‬
POTENCIAL HIDROGENIÔNICO- pH POTENCIAL OXIDRILIÔNICO pOH
pH= log 1 pOH= log 1
│H+│ │OH-│
pH + pOH = 14

41. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
ESCALA DE ACIDEZ E ALCALINIDADE

42. EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA pH e pOH
INDICADORES DE pH
SUCO DE REPOLHO ROXO
VERMELHO DE METILA, FENOLFTALEINA, AZUL DE BROMOTIMOL
PAPEL DE TORNASSOL