1) O documento discute equilíbrio químico e constante de equilíbrio, definindo a constante de equilíbrio como a relação entre as concentrações de produtos e reagentes no equilíbrio. 2) É apresentado um exemplo da reação entre H2, I2 e HI, calculando-se a constante de equilíbrio como sendo igual a 56. 3) São discutidos os efeitos da variação de temperatura, concentração inicial e volume no equilíbrio químico de acordo com o Pr

1. EQUILÍBRIO
QUÍMICO

2. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 A maneira de descrever a posição de equilíbrio
de uma reação química é dar as concentrações
de equilíbrio dos reagentes e produtos.
 A expressão da constante de equilíbrio, que é
uma constante numérica, relaciona as
concentrações entre reagentes e produtos no
equilíbrio numa certa temperatura.

3. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
H2(g)
+ I2(g)
2HI(g)
Um grande número de experiências mostra que, no
equilíbrio, a razão entre o quadrado da concentração
de HI e o produto das concentrações de H2 e I2.
[HI]2
[H2] [I2]

4. CONCENTRAÇÕES INICIAIS E NO EQUILÍBRIO (moles/L)
Equação
H2(g) +
I2(g)
2HI(g)
Concentração inicial
0,0175
0,0175
0
Variação de concentração
no avanço da reação para o
equilíbrio
Concentração no equilíbrio
-0,0138
-0,0138
+0,0276
0,0037
0,0037
0,0276

5. Substituindo esses valores das concentrações no
equilíbrio na expressão mencionada anteriormente:
[HI]2
[H2] [I2]
=
(0,0276)2
(0,0037) (0,0037)
= 56

6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Dada a equação simbólica:
aA
+
bB
cC
+
dD
As concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio
são sempre relacionadas pela
EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Concentração dos produtos
Constante de equilíbrio = K =
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Concentração dos reagentes

7. O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO
 O valor da constante de equilíbrio mostra se a
reação é favorável aos produtos ou aos reagentes.
 Pode ser usado para calcular a quantidade de
produto presente no equilíbrio.

8. O SIGNIFICADO DA CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO
 K >>1: A reação é favorável aos produtos;
as concentrações dos produtos no equilíbrio
são maiores do que as concentrações dos
reagentes no equilíbrio.
 K <<1: A reação é favorável aos
reagentes; as concentrações dos reagentes
no equilíbrio são maiores do que as
concentrações dos produtos no equilíbrio.

9. Reações que Envolvem Sólidos e Água
1/8 S8(s)
+
O2(g)
K’ =
SO2(g)
[SO2]
[S8]1/8 [O2]
[SO2]
Como o enxofre é um sólido molecular, e como a
K =
concentração das moléculas ]
[O
2

10. Reações que Envolvem Sólidos e Água
NH3(aq) + H2O(l)
K =
NH4+(aq) + OH-(aq)
[NH4+] [OH-]
[NH3]

11. EXERCÍCIO:
Escreva as expressões da constante
equilíbrio para cada reação seguinte:
a) PCl5(g)
b) Cu(OH)2(s)
c) Cu(NH3)42+(aq)
de
PCl3(g) + Cl2(g)
Cu2+(aq) + 2OH-(aq)
Cu2+(aq) +
d) CH3COOH (aq)+ H2O(l)
4NH3(aq)
CH3COO-(aq)+ H3O+(aq)

12. EXERCÍCIO:
A mistura de nitrogênio, hidrogênio e amônia
pode reagir até o equilíbrio. Quando se escreve
a equação com os coeficientes inteiros, como
vem a seguir, o valor de Kc é 3,5 x 108, a 25 oC.
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
½ N2(g) + 3/2 H2(g)
2NH3(g)
NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
K1=3,5x108
K2=?
K3=?
Qual o valor de K2, a constante de equilíbrio da
Equação 2? Qual o valor de K3, a constante de
equilíbrio da reação inversa da primeira
equação, isto é, da decomposição da amônia?

13. QUOCIENTE REACIONAL
Butano
Kc =
[Isobutano]
[Butano]
Isobutano
= 2,5 a 298 K
Se a concentração de um dos componentes for
conhecida, somente um certo valor da
concentração do outro composto obedecerá à
expressão da constante de equilíbrio.

15. QUOCIENTE REACIONAL
 Qualquer ponto do plano da figura, sobre a
reta de equilíbrio ou fora desta, define uma
razão [isobutano]/[butano].
 Essa razão recebe o nome de:
QUOCIENTE REACIONAL, Q
E é igual a constante de equilíbrio Kc quando
a reação está em equilíbrio.

16. QUOCIENTE REACIONAL
Qc =
[Isobutano]
[Butano]
=
4,0
3,0
= 1,3
 O ponto representativo destas condições
está na região inferior da figura.
 As concentrações não são concentrações de
equilíbrio, pois Qc < Kc.
 Haverá transformação do butano em isobutano
para o equilíbrio para o equilíbrio ser atingido.

17. QUOCIENTE REACIONAL
Dada qualquer reação:
aA
+
bB
cC
+
dD
O quociente reacional, Q, se define pela equação
Quociente reacional = Q =
[C]c [D]d
[A]a [B]b

18. QUOCIENTE REACIONAL
 A expressão de Q é formalmente igual à
constante de equilíbrio, mas Q é diferente
de K, pois as concentrações que estão
envolvidas não são necessariamente as
concentrações de equilíbrio.

19. QUOCIENTE REACIONAL
 Se Q < K, o sistema não está em equilíbrio e
parte dos reagentes são convertidos em produtos.
 Se Q > K, o sistema não está em equilíbrio e
parte dos produtos é convertida em reagentes.
 Se Q = K, o sistema está em equilíbrio.

20. EXERCÍCIOS
As moléculas dos gás castanho-avermelhado, dióxido
de nitrogênio, NO2, combinam-se para formar o gás
incolor tetróxido de dinitrogênio, N2O4. Para este
sistema, Kc = 170 a 298 K
2 NO2(g)
N2O4(g)
Suponhamos que a concentração do NO2 seja 0,015 M e
a do N2O4 seja 0,025 M. O quociente reacional Qc é
maior ou menor do que Kc? Ou é igual? Se o sistema
não estiver em equilíbrio, em que direção a reação
avançará para atingi-lo?

21. CÁLCULO DA CONSTATE DE EQUILÍBRIO
Exemplo 1:
Uma mistura de SO2, O2 e SO3 atinge o equilíbrio
a 852 K. As concentrações, neste equilíbrio, são
[SO2] = 3,61 x 10-3 mol / L, [O2] = 6,11 x 10-4 mol/L
e [SO3]= 1,01 x 10-2 mol/L. Calcular a constante
de equilíbrio Kc da reação.
2 SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)

22. Exemplo 2:
Num balão de 1,00 L colocam-se, a 1000 K,
1,00 mol de SO2 e 1,00 mol de O2. Quando o
equilíbrio é atingido, o frasco contém 0,925 mol
de SO3. Calcular Kc, a 1000 K, para esta
reação.
2 SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)

23. CÁLCULOS COM A CONSTATE DE
EQUILÍBRIO
Exemplo 1:
A constante de equilíbrio Kc da reação
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
É igual a 55,64 a 425 oC. Se 1,00 mol de H2 e 1,00 mol
de I2 forem colocados num balão de 0,500 L a 425 oC,
quais as concentrações de H2, I2 e HI no equilíbrio?

24. CÁLCULOS COM A CONSTATE DE
EQUILÍBRIO
Exemplo 2:
A reação
N2(g) + O2(g)
2NO(g)
Contribui para a poluição da atmosfera, sempre que se
queimam um combustível em presença de ar, a
temperatura elevada, como em um motor a gasolina. A
1.500 K, Kc = 1,0 x 10-5. Uma amostra de ar é aquecida a
1.500 K, num recipiente fechado. Antes da reação, [N2] =
0,80 mol/L e [O2] = 0,20 mol /L. Calcule a concentração
de NO no equilíbrio.

25. PERTURBAÇÃO DE UM EQUILÍBRIO
QUÍMICO:
Há três maneiras comuns de perturbar o
equilíbrio de um sistema reacional:
1) Alteração da temperatura.
2) Alteração da concentração de reagente
ou de produto.
3) Alteração do volume.

26. EFEITO DA MODIFICAÇÃO DA
TEMPERATURA SOBRE O EQUILÍBRIO
 É possível fazer uma previsão
qualitativa sobre o efeito da modificação
da temperatura sobre o equilíbrio de uma
reação química desde que se saiba se a
reação é exotérmica ou endotérmica.

27. N2(g) + O2(g)
2NO(g)
∆Hor = +180,5 kJ
Constante de Equilíbrio, Kc
Temperatura
4,5 x 10-31
298 K
6,7 x 10-10
900 K
1,7 x 10-3
2300 K
 As constantes de equilíbrio mostram que a
concentração de NO aumenta e as concentrações de
N2 e de O2 diminuem, no equilíbrio, quando a
temperatura se eleva.

28.  A variação de entalpia dessa reação é +180,5 kJ e
podemos considerar o calor como um “reagente”.
 O princípio de Le Chatelier nos diz que a injeção de
energia (na forma térmica) provoca o deslocamento do
equilíbrio no sentido de contrabalançar a injeção feita.
 A maneira de contrabalançar o excesso de energia é
consumir parte do calor injetado através da reação entre
o N2 e o O2 para dar maior quantidade de NO.
 A elevação da temperatura deve, então, ser
acompanhada pelo aumento da produção de NO e do
consumo de N2 e de O2. Como esses efeitos aumentam
o numerador da expressão de K e diminuem o
denominador, o valor de K deve aumentar.

29. 2 NO2(g)
N2O4(g)
∆Hor = -57,2 kJ
Constante de Equilíbrio, Kc
Temperatura
1300
273 K
170
298 K
 Neste caso, a reação é exotérmica, e podemos
imaginar que o calor seja um “produto” da reação.
 Quando se abaixa a temperatura do sistema
reacional, há a remoção de calor.

30.  Conforme o princípio de Le Chatelier, esta remoção
de calor será contrabalançada se o sistema
desprender mais calor pela combinação do NO2,
formando maior quantidade de N2O4.
 Então, a concentração do NO2 diminui, a do N2O4
aumenta e o valor de K fica maior quando a
temperatura fica mais baixa.

31. ELEVAÇÃO DA TEMPERATURA
Provoca o deslocamento do equilíbrio no
sentido que há absorção de energia térmica.
DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA
Provoca o deslocamento do equilíbrio no
sentido que leva ao desprendimento de
energia térmica.

32. EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE
UM REAGENTE OU DE UM PRODUTO
 Se a concentração de um reagente ou
produto for alterada em relação ao seu valor
no equilíbrio, a uma temperatura constante, o
sistema altera o equilíbrio para uma nova
posição em o quociente reacional continua a
ser igual a K.

33. Exemplo:
Vamos trabalhar algebricamente o problema da
perturbação do equilíbrio entre o butano e o
isobutano. Imaginemos que há equilíbrio num balão
de 1,00 L no qual [butano] = 0,500 mol/L e
[isobutano] = 1,25 mol/L. Adiciona-se então, 1,50
mol/L de butano. Quais as novas concentrações do
butano e de isobutano em equilíbrio?

34. EFEITO DA MODIFICAÇÃO DE VOLUME
SOBRE O EQUILÍBRIO EM FASE
GASOSA
2 NO2(g)
N2O4(g)
Gás castanhoavermelhado
Gás incolor
Kc =
[N2O4]
[NO2]2
= 170 a 298 K
O que acontece a este equilíbrio se o volume do vaso
que contém os gases for bruscamente reduzido à
metade?

35.  A concentração do gás aumenta quando o volume
disponível diminui.
 Há a duplicação do volume dos dois gases.
 Isto significa que o sistema não está mais em equilíbrio.
 No equilíbrio [N2O4] é 0,0280 mol/L e [NO2] é
0,0128 mol/L.
 Quando dobrar: [N2O4] é 0,0560 mol/L e [NO2] é
0,0256 mol/L.
 O quociente reacional nestas circunstâncias
passa a ser 85,5, um valor muito menor do que K.

36. Como Q é menor do que K, a quantidade de produto
deve aumentar, á custa do reagente, e o equilíbrio se
desloca favoravelmente no sentido da formação do
N2O4.
2 NO2(g)
N2O4(g)
Diminui o volume do vaso
O equilíbrio desloca-se para a direita

37. Em qualquer reação que envolva gases:
 A redução do volume (aumento da pressão) é
contrabalançada pelo deslocamento do equilíbrio
para o lado da reação que tiver o menor número
de moléculas de gases.
 Se o volume se expandir (a pressão diminui),
o deslocamento será oposto: o equilíbrio se
desloca para o lado da reação com maior
número de moléculas de gases.