Este documento discute conceitos fundamentais de equilíbrio químico, incluindo: (1) a constante de equilíbrio e como ela depende da temperatura; (2) o princípio de Le Chatelier e como diferentes perturbações afetam o equilíbrio; (3) exemplos de equilíbrios iônicos e gasosos.

1. EQUILÍBRIO
QUÍMICO
SQM 0405 – Química Geral e Experimental: Teórica e Prática
Engenharia Elétrica e Engenharia de Computação
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. Equilíbrio Químico: é
importante?
• Rendimento dos produtos em
processos industriais
• Síntese da amônia
• Importância biológica
Fritz Haber (1868-1934)

5. Equilíbrio Químico: é
importante? Fritz Haber (1868-1934)
Esquema do aparelho de Haber e Le Roussignol para a síntese da amônia a
200 atm a partir de nitrogênio e hidrogênio na proporção de 1:3,
respectivamente

6. Equilíbrio Químico: é
importante?
• Transporte de oxigênio: processo biológico
homeostático
𝑯𝒃 𝒂𝒒 + 𝑶 𝟐 𝒂𝒒 ⇌ 𝑯𝒃𝑶 𝟐 (𝒂𝒒)
Homeostase: manutenção das condições
internas constantes

7. Estado de equilíbrio
• REAGENTES e PRODUTOS – coexistirão em equilíbrio em
determinadas condições de concentração e temperatura
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)

8. Estado de equilíbrio
ESTADO DE EQUILÍBRIO: As
velocidades da reação de
decomposição e da reação
inversa tornam-se iguais, e a
pressão do dióxido de carbono
permanece constante!
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)

9. Reversibilidade das Reações
2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico
no qual a velocidade das reações direta e inversa são iguais e
não há mudança de composição.
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

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. 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.
• Válida para substâncias que
sejam gases ideais ou
solutos que obedecem à
teoria das soluções ideais.
PRODUTOS

12. 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.
• Válida para substâncias que
sejam gases ideais ou
solutos que obedecem à
teoria das soluções ideais.
REAGENTES

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
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
𝐾 =
𝐶𝑎𝑂 𝐶𝑂2
𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝐶𝑂2 =
[𝐶𝑎𝐶𝑂3]
[𝐶𝑎𝑂]
𝐾′ ≡ 𝐾
𝐶𝑂2 = 𝐾

15. 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

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. Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
O sistema estará em equilíbrio

20. Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Reagentes em excesso em
relação ao equilíbrio – Reação
prosseguirá até o equilíbrio da
esquerda para a direita

21. Quociente de reação Q
aA + bB ⇌ cC + dD 𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Produtos em excesso em relação
ao equilíbrio – Reação
prosseguirá até o equilíbrio da
direita para a esquerda

22. Princípio de Le Chatelier
“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.”

23. Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando solvente...

24. Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Após adição do solvente: 𝑄 = 𝐼2 < 𝐾
I2 (s) ⟶ I2 (em solução)
Para atingir o equilíbrio novamente:

25. Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
I2 (s) ⇌ I2 (em solução) 𝑄 = 𝐼2 = 𝐾
Adicionando I2 (s)...

26. Efeito da concentração sobre o
equilíbrio
BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO4
2- (aq)
Qual será o efeito da adição de uma pequena
quantidade de uma solução concentrada de
Na2SO4?

27. Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
A compressão de uma mistura de reação em
equilíbrio 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.

28. Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
I2 (g) ⇌ 2I (g)
1 mol de moléculas do
reagente na fase gás produz 2
mols de produto na fase gás!
COMPRESSÃO – a composição de equilíbrio tende a se
deslocar na direção do reagente, I2 – reduz ao mínimo o efeito
do aumento da pressão
EXPANSÃO – a composição de equilíbrio tende a se deslocar
na direção do produto, I – reduz ao mínimo o efeito da
diminuição da pressão

29. Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾 =
𝑃 𝑁2 𝑂4
(𝑃 𝑁𝑂2
)2
𝑃 𝑁𝑂2
=
𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇
𝑉
𝑃 𝑁2 𝑂4
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇
𝑉
𝐾 =
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇 𝑉
(𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇 𝑉)2
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
(𝑛 𝑁𝑂2
)2
𝑥
𝑉
𝑅𝑇

30. Efeito da pressão sobre o
equilíbrio
2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
𝐾 =
𝑛 𝑁2 𝑂4
𝑅𝑇 𝑉
(𝑛 𝑁𝑂2
𝑅𝑇 𝑉)2
=
𝑛 𝑁2 𝑂4
(𝑛 𝑁𝑂2
)2
𝑥
𝑉
𝑅𝑇
V
𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒
(𝐧 𝐍𝐎 𝟐
) 𝟐
Para K constante – aumento de pressão:
𝐧 𝐍 𝟐 𝐎 𝟒
𝐧 𝐍𝐎 𝟐

31. Efeito da temperatura sobre o
equilíbrio
O aumento da temperatura de uma reação
exotérmica favorece a formação de reagentes.
O aumento da temperatura de uma reação
endotérmica favorece a formação de
produtos.

32. Efeito da temperatura sobre o
equilíbrio
O aumento da temperatura de uma mistura de reação
desloca o equilíbrio na direção endotérmica.
2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)
𝚫𝐇 𝐫
𝟎
= −𝟏𝟗𝟕, 𝟕𝟖 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏
O aumento da temperatura da mistura no equilíbrio
favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2!!!

33. Efeito da temperatura sobre o
equilíbrio
Qual será o efeito do aumento de temperatura?
N2 (g) + O2 (g) ⇌ 2NO (g)
𝚫𝐇 𝐫
𝟎
= 𝟏𝟖𝟏 𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏

34. Galo do tempo
[𝑪𝒐𝑪𝒍 𝟒] 𝟐−
(𝒂𝒒)
+ 𝟔𝑯 𝟐 𝑶 (𝒍) ⇌ [𝑪𝒐(𝑯 𝟐 𝑶) 𝟔] 𝟐+
(𝒂𝒒)
+ 𝟒𝑪𝒍−
(𝒂𝒒)
AZUL ROSA

35. Catalisador
• Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de
reação.
• Fornece um caminho mais rápido para o mesmo destino.
• Aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos da
reação. Logo, o equilíbrio dinâmico não é afetado.
Substância que aumenta a velocidade de
uma reação química sem ser consumido
durante a reação.

36. Trabalhando na indústria...
N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
𝚫𝐇 < 𝟎
OBJETIVO: aumentar a produção de amônia!!!
O QUE FAZER????

37. 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
𝑷 𝑷𝑪𝒍 𝟓
=
𝒏 𝑷𝑪𝒍 𝟓
𝑹𝑻
𝑽
=
𝟑, 𝟏𝟐 𝒈
𝟐𝟎𝟖, 𝟐𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒙
𝟖, 𝟑𝟏𝟒𝟓 𝑱 𝑲−𝟏 𝒎𝒐𝒍−𝟏 . (𝟓𝟐𝟑 𝑲)
𝟓, 𝟎𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟒 𝒎 𝟑 =
= 𝟏, 𝟑𝟎 𝒙 𝟏𝟎 𝟓 𝑷𝒂 = 𝟏, 𝟑𝟎 𝒃𝒂𝒓

38. 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

39. 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

40. Como montar e usar uma
tabela de equilíbrio
3) Sob certas condições, nitrogênio e oxigênio reagem para formar
óxido de dinitrogênio, N2O. Imagine que uma mistura de 0,482
mol N2 e 0,933 mol O2 é colocada em um balão de reação de
volume 10,0 L e que se forme N2O em 800 K, temperatura em que
K = 3,2 x 10-28. Calcule as pressões parciais dos gases na mistura
em equilíbrio.
𝟐𝑵 𝟐 𝒈 + 𝑶 𝟐 𝒈 ⇌ 𝟐𝑵 𝟐 𝑶 𝒈

41. Equilíbrio iônico em solução
aquosa
 Sais pouco solúveis
 Ácidos e bases
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
 Solução Tampão

42. Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐾 =
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
[𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠)]
𝐾𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
PRODUTO DE
SOLUBILIDADE

43. Sais pouco solúveis
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
= 𝐾𝑝𝑠 = 1,8 𝑥 10−10
Qual a
solubilidade
do AgCl em
água?
𝐴𝑔+
𝐶𝑙−
= [𝐴𝑔+
]2
= 1,8 𝑥 10−10
[𝐴𝑔+
] = 1,3 𝑥 10−5
𝑀
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙 = 1,3 𝑥 10−5
𝑀

44. Sais pouco solúveis
CaF2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2F- (aq)
𝐾𝑝𝑠 = 3,9 𝑥 10−11
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝐶𝑎𝐹2 = ? ? ?

45. Solubilidade na presença de
íon comum
Qual a solubilidade do AgCl em uma solução
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de AgNO3?
𝐾 𝑝𝑠 = 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙−
𝐴𝑔+
= 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2
𝑀
< 1,3 𝑥 10−5
𝑀

46. Solubilidade na presença de
íon comum
𝐴𝑔+
= 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝑁𝑂3
+ 𝐴𝑔+
𝑑𝑜 𝐴𝑔𝐶𝑙
1,0 𝑥 10−2
𝑀
< 1,3 𝑥 10−5
𝑀
𝐴𝑔+
≅ 1,0 𝑥 10−2
𝑀
𝐶𝑙−
=
𝐾𝑝𝑠
𝐴𝑔+
≅
1,8 𝑥 10−10
1,0 𝑥 10−2
= 1,8 𝑥 10−8
𝑀

47. Solubilidade na presença de
íon comum
𝐶𝑙−
= 1,8 𝑥 10−8
𝑀
AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
A solubilidade do AgCl em uma solução 1,0 x 10-2 M
de AgNO3 é 1,8 x 10-8 M!!!

48. Solubilidade na presença de
íon comum
Qual a solubilidade do CaF2 em uma solução
𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟐 𝑴 de Ca(NO3)2?

49. Predição da Precipitação
Ocorrerá precipitação quando: 𝑸 𝒑𝒔 ≥ 𝑲 𝒑𝒔
Haverá formação de precipitado de PbI2 quando volumes iguais de
soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio são
misturadas?
Pb(NO3)2 (aq) + 2KI (aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s)
Pb2+ (aq) + 2I- (aq)→ PbI2 (s)
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8

50. Predição da Precipitação
PbI2 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + 2I- (aq) 𝐾𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 1,4 𝑥 10−8
• Volumes iguais de soluções 0,2 M de nitrato de chumbo (II) e
iodeto de potássio são misturadas.
• O volume final será duas vezes maior, logo as novas
molaridades serão: 0,1 M em Pb2+ (aq) e 0,1 M em I- (aq):
𝑄 𝑝𝑠 = 𝑃𝑏2+ 𝐼− 2 = 0,1 𝑥(0,1)2= 1 𝑥 10−3
𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Haverá precipitação!

51. Predição da Precipitação
𝑄 𝑝𝑠 < 𝐾𝑝𝑠 Sal dissolve
𝑄 𝑝𝑠 = 𝐾𝑝𝑠 Equilíbrio
𝑄 𝑝𝑠 > 𝐾𝑝𝑠 Sal precipita

52. Precipitação Seletiva
Uma amostra de água de mar contém, entre outros solutos, as
seguintes concentrações de cátions solúveis: 0,050 M de Mg2+ (aq)
e 0,010 M de Ca2+ (aq) . Determine a ordem com que cada íon
precipita com a adição progressiva de NaOH sólido. Dê a
concentração de OH- quando a precipitação de cada um deles
começar e suponha que não há mudança de volume com a adição
de NaOH.
Ca(OH)2 Mg(OH)2

53. Precipitação Seletiva
Ca(OH)2
Ca(OH)2 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾 𝑝𝑠 = 𝐶𝑎2+
𝑂𝐻− 2
5,5 𝑥 10−6 = 0,01 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 0,023

54. Precipitação Seletiva
Mg(OH)2
Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (aq) + 2OH- (aq)
𝐾 𝑝𝑠 = 𝑀𝑔2+
𝑂𝐻− 2
1,1 𝑥 10−11 = 0,05 𝑥 ( 𝑂𝐻− 2)
𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5

55. Precipitação Seletiva
Mg(OH)2 𝑂𝐻− = 1,5 𝑥 10−5 𝑀
Ca(OH)2 𝑂𝐻− = 0,023 𝑀
Portanto, os hidróxidos precipitam na ordem Mg(OH)2, em 1,5 x
10-5 M OH-(aq) e Ca(OH)2, em 0,023 M OH-(aq).

56. Equilíbrio iônico em solução
aquosa
 Sais pouco solúveis
 Ácidos e bases
 Equilíbrio ácido-base
 Ka, Kb e Kw
 pH e pOH
 Solução Tampão
PRÓXIMA
AULA!!!