O documento aborda o equilíbrio químico, especificamente o equilíbrio entre N2O4 e NO2, e descreve o conceito de equilíbrio dinâmico, onde as reações diretas e inversas ocorrem a velocidades iguais. Apresenta as constantes de equilíbrio (Kc e Kp), a relação entre elas e o princípio de Le Chatelier, que explica como um equilíbrio pode ser afetado por mudanças nas condições externas. Além disso, inclui exemplos práticos de cálculos de constantes de equilíbrio e seus contextos ambientais.

1. EIDUC, cada vez mais completo!
Disciplina: Química
Professora: Carmem Menezes
Ensino Médio

2. 2
CONTEÚDOS QUE SERÃO TRABALHADOS:
- Equilíbrio Molecular;
- Equilíbrio Iônico.

3. • Colocou-se 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1 L.
• Observou-se que a substância era incolor.
• Após um determinado tempo, a substância apresentou coloração
castanha, essa coloração vai se tornando cada vez mais intensa até
atingir um momento a partir do qual permanece constante.
Relato Experimental:
3

4. Vamos entender o que ocorreu no experimento?
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
(incolor) (castanho)
Observou-se que, com o passar do tempo, a coloração castanha vai se
tornando cada vez mais intensa até atingir um momento a partir do qual
permanece constante. Nesse momento, uma análise revela que, além do NO2
produzido, ainda resta N2O4.
4

5. Reação direta:
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
Reação inversa:
N2O4 (g) ← 2 NO2 (g)
Em um determinado
momento, as concentrações dos
participantes da reação não se
alteram, essa situação é denominada
Equilíbrio Químico.
As reações direta e inversa
estão se processando com
velocidades iguais, então não é um
equilíbrio estático, é um equilíbrio
dinâmico.
5

6. Representações para mostrar que uma reação é reversível, isto
é, pode ocorrer em ambos os sentidos, tendendo a atingir a situação de
equilíbrio:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ou N2O4 (g) 2 NO2 (g)
6

7. Equilíbrios homogêneos e heterogêneos
Equilíbrios homogêneos: são aqueles em que todos os
participantes estão em uma mesma fase, constituindo, portanto, um
sistema homogêneo.
Exemplo:
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Equilíbrios heterogêneos: são aqueles em que os
participantes estão em mais de uma fase, constituindo, portanto, um
sistema heterogêneo.
Exemplo:
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + OH- (aq)
7

8. Podemos escrever a equação de velocidades para cada uma
das reações:
Reação direta: N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
Reação indireta: N2O4 (g) ← 2 NO2 (g)
A partir do momento em que o equilíbrio é alcançado, podemos
igualar v1 e v2 dadas pelas expressões vistas anteriormente e deduzir a
seguinte expressão:
v1 = v2
k1 ∙ [N2O4] = k2 ∙ [NO2]2
k1= [NO2]2
K2 [N2O4]
8
v1 = k1 ∙ [N2O4]
v2= k2 ∙ [NO2]2

9. Como k1 e k2 são constantes, então k1/ k2 é constante. Essa
nova constante é chamada de constante de equilíbrio em função das
concentrações, e é simbolizada por Kc. Para o equilíbrio em questão,
temos:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) Kc = [NO2]2
[N2O4]
9
Início No equilíbrio
Kc
[N2O4 ]
(mol/L)
[NO2]
(mol/L)
[N2O4 ] eq
(mol/L)
[NO2] eq
(mol/L)
1,0 0,0 0,74 0,52
2,0 0,0 1,62 0,76
3,0 0,0 2,52 0,96
Tabela 1- Dados para o equilíbrio N2O4 (g) 2 NO2 (g) a 100°C

10. Como k1 e k2 são constantes, então k1/ k2 é constante. Essa
nova constante é chamada de constante de equilíbrio em função das
concentrações, e é simbolizada por Kc. Para o equilíbrio em questão,
temos:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) Kc = [NO2]2
[N2O4]
10
Início No equilíbrio
Kc
[N2O4 ]
(mol/L)
[NO2]
(mol/L)
[N2O4 ] eq
(mol/L)
[NO2] eq
(mol/L)
1,0 0,0 0,74 0,52 0,36
2,0 0,0 1,62 0,76 0,36
3,0 0,0 2,52 0,96 0,36
Tabela 1- Dados para o equilíbrio N2O4 (g) 2 NO2 (g) a 100°C

11. Generalizando o conceito de Kc
Vimos que, para o equilíbrio N2O4 (g) 2 NO2 (g), a constante
de equilíbrio (Kc) a 100°C é igual a 0,36.
Considere a representação a seguir referente de um equilíbrio
homogêneo:
aA + bB cC + dD
Velocidade da reação direta: v1 = k1 ∙ [A]a ∙ [B] b
Velocidade da reação indireta: v2= k2 ∙ [C]c ∙ [D] d
Igualando v1 = v2, temos:
k1 ∙ [A]a ∙ [B] b = k2 ∙ [C]c ∙ [D] d
k1= [C]c ∙ [D] d = constante Kc= [C]c ∙ [D] d
K2 [A]a ∙ [B] b [A]a ∙ [B] b
11

12. Analisando Kc
Vamos considerar dois exemplos de equilíbrio químico e suas
constantes de equilíbrio a 25 °C:
2SO2 + O2 2SO3 Kc = 9,9 ∙ 10 +25 (valor relativamente alto)
N2 + O2 2NO Kc = 1,0 ∙ 10-30 (valor relativamente baixo)
9,9 ∙ 10 +25 = [SO3] 2
[SO2] 2∙ [O2]
1,0 ∙ 10-30 = [NO] 2
[N2] ∙ [O2]
12

13. EXEMPLO:
(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela
equação:
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols de
oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols de trióxido
de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:
a) 0,53
b) 0,66
c) 0,75
d) 1,33
e) 2,33

14. Agora basta substituir os valores encontrados na expressão da constante de equilíbrio Kc
dessa reação:
Kc = [SO3]2
[SO2]2 . [O2]
Kc = __(4)2__
(2)2 . 3
Kc = 1,33

15. 15
1) (ENEM 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus
efluentes nos corpos d’água, como rios e lagos, podendo afetar o equilíbrio
ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser
adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato,
que neutraliza a água. As equações envolvidas no processo são apresentadas:
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a
25 oC, qual é o valor numérico da constante de equilíbrio da reação I?
a) 4,5x10-26
b) 5x105
c) 0,8x10-9
d) 0,2x105
e) 2,2x1026

16. 16
1) (ENEM 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus
efluentes nos corpos d’água, como rios e lagos, podendo afetar o equilíbrio
ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser
adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato,
que neutraliza a água. As equações envolvidas no processo são apresentadas:
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a
25 oC, qual é o valor numérico da constante de equilíbrio da reação I?
a) 4,5x10-26
b) 5x105
c) 0,8x10-9
d) 0,2x105
e) 2,2x1026
Visando chegar na reação (I), inverte-se a reação (II) e mantém as reações (III) e (IV). Somando
tais reações e lembrando que as constantes precisam ser multiplicadas, chegamos a:
H+ (aq) + CO3
2- (aq) <-> HCO3
– (aq) K contrário = 1/K1 =1/(3,0×10-11 )
CaCO3 (s) <-> Ca2
+ (aq) + CO3
2- (aq) K2 = 6,0×10-9
CO2 (g) + H2O (l) <-> H+ (aq) + HCO3
– (aq) K3 = 2,5×10-7
K2.K3/K1 = 6,0×10-9.2,5×10-7/(3,0×10-11) = 5,0×10-5
Alternativa B

17. Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) Kp= (PC) c ∙ (PD) D
(PA)A∙ (PB)B
Tabela 2- Dados para o equilíbrio N2O4 (g) 2 NO2 (g) a 100°C
Início No equilíbrio
Kp
(PN2O4 )
(atm)
(PNO2)
(atm)
(PN2O4 ) eq
(atm)
(PNO2) eq
(atm)
1,0 0,0 0,221 1,558
2,0 0,0 0,656 2,688
3,0 0,0 1,190 3,620
Exemplo:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) Kp= (PNO2) 2
(PN2O4)
17

18. Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) Kp= (PC) c ∙ (PD) D
(PA)A∙ (PB)B
Tabela 2- Dados para o equilíbrio N2O4 (g) 2 NO2 (g) a 100°C
Início No equilíbrio
Kp
(PN2O4 )
(atm)
(PNO2)
(atm)
(PN2O4 ) eq
(atm)
(PNO2) eq
(atm)
1,0 0,0 0,221 1,558 11
2,0 0,0 0,656 2,688 11
3,0 0,0 1,190 3,620 11
Exemplo:
N2O4 (g) 2 NO2 (g) Kp= (PNO2) 2
(PN2O4)
18

19. 19
A relação entre essas constantes é estabelecida pelas
seguintes fórmulas:
Kc = Kp . (R . T)∆n e Kp = Kc . (R . T)-∆n
Observação importante: ∆n envolve apenas os coeficientes das
substâncias que estão no estado gasoso.
Relação entre constantes de equilíbrio Kc e Kp

20. Deslocamento de Equilíbrio
É possível alterar um
equilíbrio químico por meio de
algumas ações externas. Tal tipo de
ação é chamado perturbação do
equilíbrio, e a sua consequência é
denominada deslocamento do
equilíbrio.
Existe um importantíssimo
princípio que permite prever qual será
o efeito de uma perturbação sobre um
equilíbrio. Ele é denominado Princípio
de Le Chatelier.
Cientista francês Henry Louis Le
Chatelier (1850 – 1936)
20

21. 1- Efeito da concentração
21
[CoCl4]2- (aq) + 6H2O (l) [Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl-(aq)
• Aumentando a concentração de um participante, o equilíbrio desloca-
se no sentido do seu consumo.
• Diminuindo a concentração de um participante, o equilíbrio desloca-
se no sentido de sua formação.
Vocês já viram algum “galinho do tempo”?

22. 22
• Um aumento de pressão desloca um equilíbrio para o sentido
onde há menor número de moléculas.
• Uma diminuição de pressão desloca um equilíbrio para o sentido
onde há maior número de moléculas.
2 N2 (g) + 6 H2 (g) 4 NH3 (g)
2- Efeito da pressão

23. 23
3- Efeito da temperatura
• Um aumento de temperatura desloca um equilíbrio no sentido
endotérmico (sentido que absorve calor).
• Uma diminuição de temperatura desloca um equilíbrio no sentido
exotérmico (sentido que libera calor).
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ∆H ° = +57,2 KJ
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H ° = - 91,8 KJ
∆H ° positivo: reação
direta é endotérmica
∆H ° negativo: reação
direta é exotérmica

24. 24
4- Efeito do catalisador
Catalisador não desloca o equilíbrio. Um catalisador faz
com que um processo chegue mais rapidamente à situação de
equilíbrio químico.

25. EXEMPLO:
Considerando o equilíbrio:
2 H2S(g) + 3 O2(g) ↔ 2 H2O(g) + 2 SO2(g) ∆H = -1036 kJ
e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque a letra “E” nas alternativas em que o equilíbrio
químico é deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita:
( ) diminui-se a temperatura do sistema.
( ) aumenta-se a pressão do sistema.
( ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
( ) retira-se gás oxigênio do sistema.

26. EXEMPLO:
Considerando o equilíbrio:
2 H2S(g) + 3 O2(g) ↔ 2 H2O(g) + 2 SO2(g) ∆H = -1036 kJ
e seguindo o Princípio de Le Chatelier, coloque a letra “E” nas alternativas em que o equilíbrio
químico é deslocado para a esquerda e “D” quando ele é deslocado para a direita:
( ) diminui-se a temperatura do sistema.
( ) aumenta-se a pressão do sistema.
( ) adiciona-se dióxido de enxofre ao sistema.
( ) retira-se gás oxigênio do sistema.
(D) Visto que o ∆H é negativo, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica. Assim, quando se diminui a temperatura do
sistema, ele segue o Princípio de Le Chatelier e desloca-se para o sentido da reação exotérmica que irá liberar calor, ou seja, para a
direita.
(D) Se aumentarmos a pressão, o equilíbrio será deslocado no sentido de menor volume. Os reagentes possuem 5 volumes (2
moléculas de H2S(g) e 3 moléculas de O2(g)) e os produtos possuem 4 volumes (2 moléculas de H2O(g) e 2 moléculas de SO2(g)).
Portanto, o equilíbrio se desloca para o sentido dos produtos, para a direita.
(E) Com o aumento da concentração [SO2], o equilíbrio é deslocado no sentido do consumo dessa substância, que é para a esquerda.
(E) Com a diminuição da concentração [O2], o equilíbrio é deslocado no sentido de sua formação, ou seja, para a esquerda.

27. 2) (ENEM 2015) Hipoxia ou mal das alturas consiste na diminuição de oxigênio (O2)
no sangue arterial do organismo. Por essa razão, muitos atletas apresentam mal-
estar (dores de cabeça, tontura, falta de ar etc.) ao praticarem atividade física em
altitudes elevadas. Nessas condições, ocorrerá uma diminuição na concentração de
hemoglobina oxigenada (HbO2) em equilíbrio no sangue, conforme a relação:
A alteração da concentração de hemoglobina oxigenada no sangue ocorre por causa
do(a):
a) elevação da pressão arterial.
b) aumento da temperatura corporal.
c) redução da temperatura do ambiente.
d) queda da pressão parcial de oxigênio.
e) diminuição da quantidade de hemácias.

28. 2) (ENEM 2015) Hipoxia ou mal das alturas consiste na diminuição de oxigênio (O2)
no sangue arterial do organismo. Por essa razão, muitos atletas apresentam mal-
estar (dores de cabeça, tontura, falta de ar etc.) ao praticarem atividade física em
altitudes elevadas. Nessas condições, ocorrerá uma diminuição na concentração de
hemoglobina oxigenada (HbO2) em equilíbrio no sangue, conforme a relação:
A alteração da concentração de hemoglobina oxigenada no sangue ocorre por causa
do(a):
a) elevação da pressão arterial.
b) aumento da temperatura corporal.
c) redução da temperatura do ambiente.
d) queda da pressão parcial de oxigênio.
e) diminuição da quantidade de hemácias.
Em altitudes elevadas, a baixa pressão
atmosférica determina que o ar seja rarefeito, o
que diminui a pressão parcial de oxigênio no
sangue.
Alternativa D

29. 29
Fonte:
https://www.google.com/search?q=equil%C3%ADbrio+i%C3%B4nico&rlz=1C1OKWM_enBR900BR900&source=lnms&tbm=isch&sa=X&
ved=2ahUKEwiB1bvI1-7rAhWbGbkGHbHdDz4Q_AUoAnoECAUQBA&biw=1366&bih=657#imgrc=KtBVEEl1y2382M

30. 30
3)

31. 31

32. 32
4) (ENEM 2012) Uma dona de casa acidentalmente deixou cair na
geladeira a água proveniente do degelo de um peixe, o que deixou um
cheiro forte e desagradável dentro do eletrodoméstico. Sabe-se que o odor
característico de peixe se deve às aminas e que esses compostos se
comportam como bases. Na tabela são listadas as
concentrações hidrogeniônicas de alguns materiais encontrados na
cozinha, que a dona de casa pensa em utilizar na limpeza da geladeira.
Dentre os materiais listados, quais são apropriados para amenizar esse
odor?
a) Álcool ou sabão.
b) Suco de limão ou álcool.
c) Suco de limão ou vinagre.
d) Suco de limão, leite ou sabão
e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha.

33. 33
O odor característico de peixe se deve às aminas, substâncias
que possuem caráter básico, logo os materiais apropriados
para amenizar esse odor deverão ter caráter ácido, ou seja,
deverão apresentar concentração de H3O+ maior que
10−7 mol/L. Dentre as alternativas, a correta é suco de limão
ou vinagre.
Alternativa C

34. 34
5) (ENEM) As informações abaixo foram extraídas do rótulo da água mineral de
determinada fonte.

35. 35
Indicadores ÁCIDO-BASE são substâncias que em solução aquosa
apresentam cores diferentes conforme o pH da solução. O quadro abaixo
fornece as cores que alguns indicadores apresentam à temperatura de
25°C.
Suponha que uma pessoa inescrupulosa guardou garrafas vazias dessa
água mineral, enchendo-as com água de torneira (pH entre 6,5 e 7,5) para
serem vendidas como água mineral. Tal fraude pode ser facilmente
comprovada pingando-se na “água mineral fraudada”, à temperatura de
25°C, gotas de:
a) azul de bromotimol ou fenolftaleína.
b) alaranjado de metila ou fenolftaleína.
c) alaranjado de metila ou azul de bromotimol.
d) vermelho de metila ou azul de bromotimol.
e) vermelho de metila ou alaranjado de metila.

36. 36
O rótulo da água mineral informa que seu pH, a 25ºC, é igual a 10,0, e
o enunciado disse que o pH da água de torneira fica entre 6,5 e 7,5.
Assim, se adicionarmos algumas gotas de azul de bromotimol, a água
de torneira ficará com um tom próximo do amarelado, pois seu pH é
próximo de 6,0. Se fosse a água mineral, esse indicador ficaria azul,
pois seu pH é maior que 7,6. Se colocássemos a fenolftaleína na água
de torneira, ela ficaria incolor, pois seu pH é menor que 8,2. Já na
água mineral, cujo pH é igual a 10, ela ficaria vermelha. Não é possível
usar o vermelho de metila nem o alaranjado de metila porque a faixa
de viragem deles abrange valores de pH menores que 6,0. Sendo
assim, tanto a água da torneira quanto a água mineral adquiririam a
mesma coloração (amarela) com o uso desses dois indicadores.
Alternativa A

37. 37
6) (ENEM 2015) Cinco indústrias de ramos diferentes foram instaladas ao
longo do curso de um rio. O descarte dos efluentes dessas indústrias
acarreta impacto na qualidade de suas águas. O pH foi determinado em
diferentes pontos desse rio, a 25 °C, e os resultados são apresentados
no quadro.
A indústria que descarta um efluente com características básicas é a:
a) primeira.
b) segunda.
c) terceira.
d) quarta.
e) quinta.

38. 38
6) (ENEM 2015) Cinco indústrias de ramos diferentes foram instaladas ao
longo do curso de um rio. O descarte dos efluentes dessas indústrias
acarreta impacto na qualidade de suas águas. O pH foi determinado em
diferentes pontos desse rio, a 25 °C, e os resultados são apresentados
no quadro.
A indústria que descarta um efluente com características básicas é a:
a) primeira.
b) segunda.
c) terceira.
d) quarta.
e) quinta.
pH > 7 implica em características básicas.
De acordo com a tabela fornecida, a
indústria que descarta um efluente com
características básicas é a segunda.
Alternativa B

39. 39
7) (ENEM) A tabela lista os valores de pH de algumas bebidas consumidas
pela população.
O esmalte dos dentes é constituído de hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH), um
mineral que sofre desmineralização em meio ácido, de acordo com a equação
química:
Das bebidas listadas na tabela, aquela com menor potencial de
desmineralização dos dentes é o:
a) chá.
b) café.
c) vinho.
d) refrigerante.
e) suco de limão.

40. 40
A bebida que menos causará desmineralização dos dentes é
aquela que menos desloca o equilíbrio químico da reação no
sentido direto. Por se tratarem de substância ácidas, que liberam
H+, todas reagem com o OH- dos produtos e deslocam o
equilíbrio nesse sentido. Porém quanto menos ácido, menos H+,
menor o deslocamento. Portanto, de acordo com a tabela dada,
a que menos causa desmineralização dos dentes é o chá.
Alternativa A