Equilíbrio Químico

Resumo

Querendo aprender sobre Equilíbrio Químico? Então chegou a sua hora, vem comigo!

O que é Equilíbrio Químico?

Para falarmos de equilíbrio químico precisamos relembrar o que é uma reação reversível. Uma reação reversível é aquela que acontece tanto no sentido de consumir reagente e formar produto, que chamamos de sentido direto, quanto no sentido de consumir produto e formar reagente, que chamamos de sentido inverso.

Mas o que a reação reversível tem a ver com isso? Bom, só faz sentido falar de equilíbrio químico quando estamos analisando reações reversíveis. Essa é a primeira informação que você tem que guardar no coração, beleza? haha

Mas o que de fato é o equilíbrio químico?

Digamos que colocamos em um reator $H_2$ e $N_2$. Esses dois compostos reagem para formar $NH_3$, através de uma reação reversível:

$$3H_2~~+~~N_2~~\rightleftharpoons~~2NH_3$$

O que acontece é que o $H_2$ e $N_2$ vão reagindo de modo que a concentração deles vai diminuindo e a de $NH_3$ vai aumentando. Até que chega um momento que a concentração de $NH_3$ aumentou tanto que essas moléculas começam a fazer o caminho inverso, começam a reagir para formar $H_2$ e $N_2$.

E é isso que caracteriza uma reação reversível. A grande questão é que existe um momento em que a velocidade com a qual a reação no sentido direto acontece se iguala com a velocidade com a qual a reação do sentido inverso acontece e é aí que o tal equilíbrio químico é atingido.

Nessa situação de equilíbrio as concentrações, tanto de reagentes quanto de produtos, se tornam constantes.

Podemos identificar o momento que o equilíbrio químico é atingido através de um gráfico de concentração versus tempo:

Gráfico de concentração
Gráfico de concentração

Quando as concentrações se tornam constantes no gráfico é quando o equilíbrio químico foi atingido.

Então, o que é importante entender aqui: No equilíbrio as velocidades direta e indireta são iguais e as concentrações são constantes.

Constantes de Equilíbrio

Foi determinado uma constante, chamada de constante de equilíbrio, que calcula a razão entre produtos e reagente no equilíbrio.

Dada uma reação reversível qualquer:

$$aA~~+~~bB~~\rightleftharpoons ~~cC~~+~~dD$$

Quando essa atinge o equilíbrio, a constante de equilíbrio, $K_c$, será dada por:

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

EXEMPLO:

$$2SO_{3(g)}~~\rightleftharpoons~~2SO_{2(g)}~~+~~O_{2(g)}$$
$$K_c=\frac{[SO_2]^2~[O_2]}{[SO_3]^2}$$

Observações importantes:

  • O $K_c$ é uma constante porque como no equilíbrio as concentrações são constantes a razão entre elas também será;
  • Quando produtos e reagentes são sólidos e líquidos puros, a concentração deles não entra no cálculo de $K_c$. Coloca-se o $1$ no lugar delas.

    EXEMPLO:

    $$CaO_{(s)}~~+CO_{2(g)}~~\rightleftharpoons~~CaCO_{3(s)}$$
    $$Kc=\frac{1}{1~.~[CO_2]}$$

Quando temos reações que envolvem somente gases é normal definirmos a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais das substâncias $(p_i)$. Quando a constante é definida em termos da pressão ela é chamada de $K_p$.

EXEMPLO:

$$H_{2(g)}~~+~~I_{2(g)}~~\rightleftharpoons~~2HI_{(g)}$$
$$K_p=\frac{(p_{HI})^2}{(p_{H_2})(p_{I_2})}$$

Deslocamento do Equilíbrio Químico

Quando uma reação entra em equilíbrio, ela tende a ficar no equilíbrio para sempre, a não ser que algo externo perturbe esse equilíbrio.

Existe um princípio, chamado princípio de Le Chatelier, que diz o seguinte: "Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele desloca espontaneamente no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando ajustar novamente em equilíbrio."

Existem $3$ principais formas de perturbar esse equilíbrio:

  • Variar concentração: Imagina uma reação em equilíbrio e adiciona-se mais reagente no meio. O que o sistema espontaneamente vai fazer é deslocar o equilíbrio no sentido de consumir esse cara a mais que foi colocado, consequentemente haverá mais formação de produto. O contrário ocorre ao adicionar mais produto: o equilíbrio desloca no sentido de consumir o produto adicionado e haverá mais formação de reagente.

$$↑~[Regente]~~\Longrightarrow~~↑~[Produto]$$

  • Variar pressão: Ao aumentar a pressão do sistema o equilíbrio irá se deslocar no sentido que tem menos mols gasosos, a fim de reequilibrar essa pressão, logo há consumo de gases. O contrário ocorre quando a pressão é reduzida: o equilíbrio desloca no sentido que tem mais mols gasosos e há formação de gases.

$$↑~Pressão~~\Longrightarrow~~↓~[gases]$$
$$↓~Pressão~~\Longrightarrow~~↑~[gases]$$

  • Variar temperatura: Para analisar o efeito da temperatura a gente precisa ver se a reação é endo ou exotérmica. Ao aumentar a temperatura a gente favorece o sentido endotérmico, que absorve calor, e ao reduzir a temperatura a gente favorece o sentido exotérmico, que libera calor (é como se o equilíbrio estivesse tentando "reaquecer" o meio).

Bastante informação sobre equilíbrio químico, não é mesmo?

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