Equilíbrio químico

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As reações químicas podem acontecer tanto de forma irreversível como reversível. Ao abordarmos o conteúdo de equilíbrio químico devemos dar atenção às reações reversíveis. Essas reações acontecem nos dois sentidos (direto e inverso) de forma simultânea. Abaixo mostro um exemplo de reação reversível, com suas reações direta e inversa:

N_{2_{(g)}}+3H_{2_{(g)}}\rightarrow 2NH_{3_{(g)}}

N_{2_{(g)}}+3H_{2_{(g)}}\leftarrow 2NH_{3_{(g)}}

N_{2_{(g)}}+3H_{2_{(g)}}\rightleftharpoons 2NH_{3_{(g)}}

É importante salientar que as velocidades de reação, as energias de ativação e os caminhos das reações reversíveis não são necessariamente os mesmos, mas é importante ressaltar que num certo momento as velocidades de cada fenômeno químico (direto ou inverso) vão se igualar caso não haja interferência no meio reativo. A análise do equilíbrio químico das reações reversíveis acontece em sistemas fechados, desprezando a influência do meio externo nas reações.

Com intuito de contextualizar a definição de equilíbrio químico, vamos analisar os gráficos de concentração molar por tempo e de velocidade de reação por tempo da reação reversível.

Gráfico da concentração molar por tempo
Gráfico da concentração molar por tempo

Nesse gráfico de concentração molar por tempo nós temos, no início da reação, a concentração molar máxima de reagentes (N2 e H2) e mínima de produto (NH3). Com o passar do tempo, temos a diminuição dos reagentes e o aumento do produto até ambos alcancem concentrações constantes.

Gráfico da velocidade de reação por tempo
Gráfico da velocidade de reação por tempo

Já nesse gráfico de velocidade de reação por tempo, podemos notar a diminuição da velocidade da reação direta e o aumento da reação inversa até o ponto em que as velocidades se igualam.

No instante em que as concentrações molares ficam constante e as velocidades de reação se igualam temos o equilíbrio químico da reação reversível. No equilíbrio químico não temos o fim das reações químicas direta e inversa, elas continuam ocorrendo, mas agora com velocidades iguais na ida e na volta, mantendo, assim, um equilíbrio dinâmico.

Numa reação em equilíbrio químico é possível definir um valor, em porcentagem, de reagente limitante para que haja equilíbrio entre as reações químicas diretas e inversas, e esse valor é denominado de grau de equilíbrio (α). O grau de equilíbrio depende diretamente da reação, da temperatura e das condições iniciais.

Constantes de equilíbrio químico

Com objetivo de relacionar parâmetros entre as reações químicas no equilíbrio químico, definimos as constantes de equilíbrio químico para facilitar e auxiliar nas análises de espontaneidade das reações reversíveis. As constantes de equilíbrio utilizadas correlacionam as concentrações ou as pressões das substâncias químicas em equilíbrio. Abaixo represento as constantes de equilíbrio para concentrações (Kc) e para pressões (Kp) de acordo com a equação química genérica abaixo.

aA+bB\rightleftharpoons cC+dD

K_c= \frac{[C]^c.[D]^d}{[A]^a.[B]^b}

K_p= \frac{(P_C)^c.(P_D)^d}{(P_A)^a.(P_B)^b}

– Kc: constante de equilíbrio para concentrações;

– Kp: constante de equilíbrio para concentrações;

– [ ]: concentração de uma substância (mol/L);

– P: pressão de uma substância (atm).

Em relação às constantes de equilíbrio químico, é importante ressaltar que as constantes sofrem influência da temperatura, mas não é alterada por um catalisador, que apenas acelera as reações.

Princípio de Le Chatelier

O princípio de Le Chatelier é uma regra aplicada para o deslocamento do equilíbrio químico, que consiste na ação da natureza para compensar algum tipo de perturbação ou variação que modifique as reações em equilíbrio químico. Assim, caso uma reação direta ou inversa for favorecida por alguma modificação no sistema, a reação contrária será compensada para voltar o equilíbrio do sistema. Os fatores que modificam ou perturbam o sistema químico em equilíbrio são alterações nas pressões, temperaturas ou nas concentrações das substâncias químicas.

Primeiramente analisando a influência das concentrações, se aumentarmos as concentrações dos reagentes ou diminuirmos as concentrações dos produtos teremos o favorecimento da reação direta para compensar o desequilíbrio. Por outro lado, se diminuirmos as concentrações dos reagentes ou aumentarmos as concentrações dos produtos teremos o favorecimento da reação inversa.

Influência da concentração na reação
Influência da concentração na reação

Já em relação a variação de temperatura, o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica (ΔH>0) – como se o sistema quisesse “sugar” a energia térmica do meio – e a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica (ΔH<0) – como se o sistema quisesse compensar essa energia térmica faltante no meio.

Influência da temperatura na reação

Por fim, a pressão altera o equilíbrio do sistema de forma que o aumento da pressão desloca a reação para os gases de menor quantidade de matéria (número de mols) e, caso diminua a pressão, o sistema será deslocado para os gases de maior quantidade de matéria.

Influência da pressão na reação
Influência da pressão na reação

Equilíbrio iônico

O equilíbrio iônico muito se assemelha ao equilíbrio químico. A grande diferença entre ambos é que no equilíbrio químico abordamos as substâncias moleculares e no equilíbrio iônico as reações produzem íons no processo. O processo de produção de íons se dá pelas reações de ionização ou dissociação (aqui na verdade os íons já existem e são só dissociados um do outro) tendo, na maioria dos casos, a água trabalhando como solvente.

No equilíbrio iônico, também definimos a constante de equilíbrio utilizando as concentrações dos reagentes e produtos. A constante de equilíbrio iônico é representada por Ki e abaixo mostro seu cálculo através de uma reação genérica.

CA_{(aq)}\leftrightarrow C^+_{\hspace{6}(aq)}+A^-_{\hspace{6}(aq)}

K_i=\frac{[C^+].[A^-]}{[CA]}

– Ki: constante de equilíbrio iônico;

– CA: substância iônica;

– C+: íon de carga positiva (cátion);

– A: íon de carga negativa (ânion).

Com intuito de facilitar os cálculos da constante de equilíbrio iônico, a lei de Ostwald define uma fórmula simplificada para o cálculo da constante de equilíbrio iônico relacionando a concentração molar (M) e o grau de ionização (α).

K_i=\frac{M.a^2}{1-\alpha }

– Ki: constante de equilíbrio iônico;

– M: concentração molar (mol/L);

– α: grau de ionização.

Ainda no equilíbrio iônico, são definidas as constantes de equilíbrio iônico para os ácidos (Ka) e para as bases (Kb) conforme apresentado abaixo.

Ácidos:

HA_{(aq)}\leftrightarrow H^+_{\hspace{6}(aq)}+A^-_{\hspace{6}(aq)}

K_a=\frac{[H^+].[A^-]}{[HA]}

Bases:

COH_{(aq)}\leftrightarrow C^+_{\hspace{6}(aq)}+OH^-_{\hspace{6}(aq)}

K_b=\frac{[C^+].[OH^-]}{[COH]}

– Ka: constante de equilíbrio iônico para ácidos;

– Kb: constante de equilíbrio iônico para bases;

– HA: substância ácida;

– COH: substância básica;

– C+: íon de carga positiva (cátion);

– A: íon de carga negativa (ânion).

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