Universo Químico: Equilíbrio químico!

1- O Estado de Equilíbrio

Seja uma reação química reversível qualquer, a medida que os reagentes são consumidos a velocidade diminui. No entanto, os produtos começam a se combinar numa velocidade que vai aumentando quanto mais produtos forem formados. Em certo momento, a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa tornam-se iguais, não ocorrendo mais nenhuma mudança. É dito que este sistema está em equilíbrio.

Lembrete: Reação reversível (representada por ⇔), é aquela que pode ocorrer no sentido na qual reagentes se transformam em produtos e no sentido na qual os produtos se transformam em reagentes. Fritar um ovo é uma reação irreversível já que não podemos fazer com que ele volte ao seu estado original.

Para ocorrer o equilíbrio químico é preciso um sistema fechado:

2-Estudo do gráfico:

A partir da análise do gráfico abaixo, construído com base na taxa de desenvolvimento das reações direta e inversa da reação entre gás hidrogênio e gás iodo formando gás iodeto de hidrogênio, poderemos chegar às conclusões apresentadas em destaque nos quadros de fundo azul.

Clique para ampliar.

Exercício Resolvido:

Qual dos modelos é mais adequado para representar uma amostra da fase gasosa de um sistema no qual há o equilíbrio:

Resolução:

Na situação de equilíbrio químico, deve haver reagentes (H₂ e Cl₂) e produto (HCl) coexistindo no sistema. Isso está de acordo apenas com o modelo (D).

No modelo (A) não há produto, no (B) não há reagentes e no (E) não há o reagente Cl₂. No modelo (C) os átomos estão isolados, e não unidos formando moléculas, em uma situação que não retrata reagentes nem produtos.

3- O Quociente de Reação e a Constante de Equilíbrio:

Quando a reação atinge o equilíbrio, as concentrações de reagente e produtos possuem relação entre si. Usando a reação H₂(g) + I₂(g)⇔ 2HI(g), vários experimentos demonstraram que a razão entre o quadrado da concentração de HI e o produto da concentrações de H₂ e I₂ é uma constante a determinada temperatura.

Ou seja: K= [HI]²/[I₂].[H₂]

A equação acima é chamada de Expressão da Constante de Equilíbrio. Para uma reação generalizada: aA + bB⇔ cC + dD a expressão da constante de equilíbrio será

K= [C]^c.[D]^d/[A]^a.[B]^b

todas as concentrações são valores em equilíbrio;
as concentrações de produtos aparecem no numerador e as concentrações dos reagentes aparecem no denominador;
cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada;
o valor da constante K depende da reação em questão e da temperatura.
nunca se usa unidades em K.
Se as concentrações iniciais e o valor de K forem conhecidos, as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio podem ser calculadas.

Observe o gráfico:

A reação entre A e B atingem o equilíbrio

Já o gráfico abaixo demonstra que as as velocidades são as mesma quando a reação está em equilíbrio.

Exercício Resolvido:

1.(Funrei-MG) Dada a seguinte reação química, qual a expressão correta de Kc?

Resolução:

4- Interpretando os valores de Kc:

K_c menor que 1: Indica que no sistema equilíbrio, a quantidade de reagentes é alta em relação à quantidade de produtos. Nesse caso, concluímos que o equilíbrio tende para a esquerda, ou seja, no sentido de formação dos reagentes.

K_c maior que 1: Indica que no sistema em equilíbrio, a quantidade de produtos é maior do que a quantidade de reagentes. Concluímos, então, que o equilíbrio tende para a direita, ou seja, no sentido de formação dos produtos.

Kc igual a 1: a concentração de reagentes e produtos é igual.

5- Grau de Equilíbrio:

Note que a quantidade de N2O4 que reagiu (0,26 mol) representa 26% da quantidade inicial (1 mol). Em problemas ligados a equilíbrio, é costume utilizar, além da constante de equilíbrio, outra grandeza chamada grau de equilíbrio, simbolizada por α:

Nesse exemplo, temos:

O grau de equilíbrio será sempre um valor entre 0 e 1 (0% e 100%).

6- Perturbando um equilíbrio químico: o Princípio de Le Chatelier.

O equilíbrio entre os reagentes e produtos podem ser perturbado de diversas formas. Mas existe uma lei que diz o que acontece quando mexemos em uma reação em equilíbrio. O Princípio de Le Chatelier diz que quando uma pertubação externa é aplicada a um sistema em equilíbrio, o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito desse perturbação. Vejamos quadro maneiras de perturbar um equilíbrio químico e como explicar usando o Princípio de Le Chatelier:

O Efeito da Temperatura: quando a temperatura de um sistema em equilíbrio aumenta, o equilíbrio desloca-se na direção que absorve energia, isto é, na direção endotérmica. Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se na direção que libera energia térmica, isto é, na direção exotérmica. A variação na temperatura modifica a composição em equilíbrio, e o valor de K_c será diferente. O Princípio de Le Chantelier nos permite prever como o valor de K_c irá variar com a temperatura. Podemos imaginar que o calor é um “reagente”. Se o sistema estiver em equilíbrio e a temperatura aumentar, o sistema se ajustará para aliviar esse “estresse”. O modo de contrabalancear a entrada de energia é eliminar parte do calor fornecido consumindo reagentes e produzindo mais produtos à medida que o sistema readquire o equilíbrio. Isso aumenta o valor de K_c.

O Efeito da Concentração: quando aumentamos a concentração dos reagentes, o equilíbrio se desloca na direção dos produtos. E quando aumentamos a concentração dos produtos, o equilíbrio se desloca na sentido dos reagentes.

O Efeito da Pressão: para qualquer reação que envolva gases, a tensão calculada pela diminuição do volume (aumento da pressão) será contrabalanceada pela mudança da composição de equilíbrio para uma reação que haja um número menor de moléculas de gás. Para o aumento do volume (diminuição da pressão), a composição do equilíbrio favorecerá o lado da reação com maior número de moléculas de gás.

Obs 1: Na reação H₂(g) + I₂(g) ⇔ 2HI(g), se aumentarmos ou diminuirmos a pressão, o sistema não irá responder à variação da pressão, visto que o números de mols de gás nos reagentes e no produto é o mesmo (2 mols). O equilíbrio não será afetado.

Obs 2: Se adicionarmos uma gás inerte a uma reação que envolva gases, o aumento da pressão pela adição de gás inerte não altera as concentrações, e consequentemente não gera deslocamento do equilíbrio. A resposta do sistema deve estar vinculada à concentração.

Ex: O que acontece com o equilíbrio abaixo quando adicionamos um gás inerte ao sistema?

O Efeito do Catalisador: o catalisador aumenta igualmente a velocidade em ambos os sentidos, por isso não afeta a composição de equilíbrio. Porém, o catalisador pode acelarar a velocidade na qual o equilíbrio é atingido.

7- Equilíbrios Heterogêneos:

Observe a reação:

S(s) + O₂(g)⇔SO₂(g)

Nas reações envolvendo sólidos e líquidos, não colocamos suas concentrações na expressão da constante de equilíbrio, pois sólidos e líquidos possuem concentração constante. Para a reação acima, a expressão da constante de equilíbrio é

K= [SO₂]/[ O₂]

8- Reações que Envolvam Gases: Kc e Kp

Tomando como exemplo a reação: CaCO₃ (s) ⇔ CaO(s) + CO₂(g)

Kp= (PCO₂)

A condição de equilíbrio para a reação acima pode ser expressa tanto em número de mols por litro de CO₂, Kc= [CO₂] como em termos de pressão parcial de CO₂, Kp = P_CO2. Da lei dos gases ideais, sabemos que P= (n/V)RT. Rearranjando essa equação e reconhecendo que (n/V) equivale a P/RT, observamos que a pressão parcial de um gás é proporcional a sua concentração. Se as quantidades de reagentes e de produtos são fornecidas em pressões parciais, então K apresenta o subscrito ‘p’, como em Kp.

Exercícios

a) (FEI-SP) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação representada pela equação química abaixo, sabendo que nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema existem algumas concentrações dos compostos presentes do equilibrio: [SO₃] = 0,1 mol/L; [O₂]=1,5mol/L; [SO₂]= 1,0 mol/L.

2SO₂ + O₂ ⇔ 2SO₃
b)1 mol de hidrogênio e 1 mol de iodo são misturados a 500ºC. As substâncias reagem, e após certo tempo, chega-se a um equilíbrio, em que se constata a presença de 0,22 mol de hidrogênio residual. Qual é a constante de equilíbrio Kc, nessas condições?

Resolução:

O equilíbrio mencionado nesse caso é: H₂(g) + I₂(g) ⇔ 2HI(g) à 500°C. Para simplificar a resolução deste problema, construiremos a seguinte tabela:

	H₂(g) + I₂(g) ⇔ 2HI(g)
Quantidade Inicial de Mols	1 mol	1 mol	0	Transfira para a tabela todos os dados do problema.
Quantidade de mols que reagem e são produzidos	0,78 mol	0,78 mol	1,56 mol	Para preencher esta linha basta obedecer a à estequiometria da própria equação química que foi dada.
Quantidade de mols no equilíbrio	0,22 mol	0,22 mol	1,56	Na coluna dos reagentes: subtrair a segunda da primeira linha. Na coluna dos produtos: some as duas primeiras linhas.