Reações em Equilíbrio

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Teoria

A ideia aqui não é fazer de você um especialista em equilíbrio químico, mas sim te apresentar os principais conceitos de equilíbrio pra gente poder aprofundar nosso conhecimento de ácidos e bases, valeu?

Se achar que não precisa, fique a vontade para pular pra próxima teoria!

Eaí, o que é equilíbrio?

Pois bem, digamos que a gente colocou em um reator H 2 e N 2 . Depois de um tempo teremos N H 3 lá dentro, de acordo com a reação reversível (quando os produtos também reagem para formar os reagentes):

3 H 2 + N 2 ⇄ 2 N H 3

Funciona mais ou menos assim: o H 2 e o N 2 vão reagindo e formando N H 3 . Assim a concentração de H 2 e de N 2 no meio vai diminuindo, diminuindo... Enquanto a concentração de N H 3 vai aumentando, aumentando...

Até que algumas moléculas de N H 3 pensam “caraca, a gente tá acabando com as moléculas de H 2 e N 2 ” e começam a fazer o caminho inverso, reagindo entre si para formar H 2 e N 2 . Na verdade, desde o começo do processo, a reação inversa já estava acontecendo. Mas ela se torna mais importante quanto maior for a concentração de N H 3 no meio.

Então assim, a ideia do equilíbrio na verdade é balancear a quantidade de reagente e de produto que temos no nosso meio!

Agora, pensa aqui comigo: se a velocidade de produção de N H 3 for igual à velocidade de decomposição do N H 3 em H 2 e N 2 , as concentrações das três substâncias no meio não vão mudar, certo? Vão ser constantes.

Nesse ponto, dizemos que a reação atingiu o equilíbrio. Para reações que envolvem um equilíbrio, a setinha que é usada é essa: “ ”.

No equilíbrio, as velocidades direta e inversa são iguais, e as concentrações são constantes.

Uma consequência disso, é que o equilíbrio só é atingido em sistemas fechados. Porque não podemos ter perda de massa se queremos concentrações constantes. E também, quando a temperatura é constante, pois a velocidade das reações é afetada pela temperatura, show?

Nesse primeiro gráfico aí de baixo, a gente mostra que o equilíbrio é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais.

Já nesses outros aqui, mostramos que o equilíbrio é atingido quando a concentração, indicada por “[ ]”, dos reagentes e produtos se tornam constantes.

Classificação do Equilíbrio

Em relação à natureza das substâncias em equilíbrio, a gente divide eles em:

Equilíbrio molecular: quando apenas moléculas estão em equilíbrio.

Equilíbrio iônico: quando o equilíbrio envolve pelo menos um íon.

Em relação ao tipo de sistema em equiíbrio, a gente pode classificar eles em:

Equilíbrio homogêneo: quando só existe uma fase no sistema.

Equilíbrio heterogênero: quando o sistema é formado por 2 ou mais fases. Tipo em sistemas aquosos, quando ocorre formação de gás ou de precipitado.

Deslocamento do Equilíbrio

Se uma reação entra em equilíbrio, ela tende a ficar em equilíbrio pra sempre. Ou seja, se você colocou aquele H 2 e aquele N 2 , lá do começo da teoria, pra formar N H 3 , não adianta você esperar anos pra ver se o rendimento vai aumentar. A quantidade máxima de N H 3 formada é aquela do equilíbrio.

Mas e agora? Como é que eu faço se eu precisar aumentar a produtividade?

As concentrações só vão ser alteradas se você perturbar o equilíbrio.

Pelo Princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele se desloca espontaneamente no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar novamente em equilíbrio.”

E como que a gente pode perturbar um sistema?

A gente pode:

  • Variar a concentração. O conceito é muito simples, se você quer aumentar a quantidade de produto, aumenta a quantidade de reagente! Se você adicionar mais reagente no meio, o equilíbrio se desloca a fim de consumir mais desse cara, consequentemente formando mais produto. O contrário também acontece: se for colocado excesso de produto no meio, o equilíbrio vai se descolar pra consumir esse produto.
  • ↑ R e a g e n t e s =   ↑ P r o d u t o s

  • Variar a pressão. Se a gente aumentar a pressão do sistema, o equilíbrio vai se deslocar no sentido que tem menos mols gasosos. Se a gente diminuir a pressão, mais mols gasosos serão formados. Isso é uma tentativa do sistema voltar ao equilíbrio.
  • ↑ P =   ↓ g a s e s

    ↓ P = ↑ g a s e s

  • Variar a temperatura. Se a reação for endo/exotérmica, o equilíbrio é sensível à temperatura. Nesse caso, ao aumentar a temperatura, a gente favorece o sentido endotérmico (que precisa de calor pra ocorrer). Abaixamento de temperatura favorece o sentido exotérmico (como se o equilíbrio tivesse tentando “reaquecer” o meio).

Observações importantes:

  • Catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade direta e inversa igualmente.
  • Se o número de mols gasosos nos reagentes for igual ao número de mols gasosos nos produtos, variações na pressão não alteram o equilíbrio.
  • Uma vez que o equilíbrio é reestabelecido, K c e K p seguem válidos.

Ei mas pera ai, o que que são K c e K p ? Vemo comigo que eu vou te explicar já já!

Constantes de Equilíbrio

Pra ter noção das quantidades de produtos formados em relação às quantidades de reagentes restantes no equilíbrio, a gente faz uma razão entre esses caras.

p r o d u t o s r e a g e n t e s

Essa razão nos dá um ideia de rendimento da reação.

Como, no equilíbrio, as quantidades/concentrações são constantes, a razão entre elas também é constante. Por isso, chamamos essa razão aí de cima de constante de equilíbrio.

A gente pode calcular essa razão em termos de concentração ou em termos de pressão parcial.

Em termos de concentração, a constante fica assim:

K c = P R

Mas cada produto e cada reagente vai ser elevado ao seu coeficiente.

Vamos ver como isso funciona na reação aí de baixo:

2 S O 3 ( g ) ⇌ 2 S O 2 ( g ) + O 2 ( g )

K c = S O 2 2 . [ O 2 ] S O 3 2 = S O 2 . S O 2 . [ O 2 ] S O 3 . [ S O 3 ]

Ou seja, produto dividido por reagente, sendo que diferentes produtos se multiplicam entre si e diferentes reagentes se multiplicam entre si.

Detalhe importante: sólidos e líquidos puros não entram no cálculo de K c . No lugar deles a gente coloca um “1”.

C a O ( s ) + C O 2 ( g ) ⇌ C a C O 3 ( s )

K c = 1 C O 2

Pra constante em termos de pressão parcial, fica igual mas diferente.

Na fórmula do K p só entram substâncias gasosas, e não vamos usar suas concentrações, mas sim suas pressões parciais.

K p = p P p R

Aquele “ p i ” indica “pressão parcial”, e é calculado multiplicando a fração molar da susbtância ( x i ) pela pressão global do sistema ( p ).

p i = x i . p

Pra exemplificar:

H 2 ( g ) + I 2 ( g ) ⇌ 2 H I ( g )

K p = ( p H I ) 2 p H 2 . ( p I 2 )

Dá pra relacionar Kc e Kp ?

Dá sim! Usando a equação dos gases:

P . V = n . R .   T

Sabendo que n V dá pra gente a concentração em m o l L e que P indica a pressão do sistema, a gente consegue fazer alguns algebrismos e chegar na seguinte expressão:

K p = K c ( R T ) ∆ n

Onde R é a constante dos gases ideais, T é a temperatura e ∆ n é a diferença do número de mols dos produtos em relação ao número de mols dos reagentes na reação química.

Então, numa reação a A + b B ⇌ c C + d D

∆ n = a + b - ( c + d )

Além das constantes, também utilizamos o grau de equilíbrio (𝛼), dado por:

α = n ú m e r o   d e   m o l é c u l a s   q u e   r e a g i r a m n ú m e r o   d e   m o l é c u l a s   i n i c i a l

Calma, vai ficar tudo bem!

Tem um monte de exercícios ótimos que vão te ajudar a fixar isso tudo 😊

Deslocamento do Equilíbrio

Constantes de Equilíbrio

Dá pra relacionar Kc e Kp ?

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Dada a reação:

X 2 ( a q ) + 3 Y 2 ( a q ) ⇌ 2 X Y 3 ( a q )

Verificou-se no equilíbrio, a 1000°C, que as concentrações em mol/L eram: X 2 = 0,20 ,   Y 2 = 0,20 , X Y 3 = 0,60 . Determine o valor de K c .

Passo 1

Vamos começar montando a fórmula de K c , de acordo com a equação química.

K c = [ X Y 3 ] 2 X 2 . [ Y 2 ] 3

Certo? Produtos sobre reagentes e cada termo elevado ao coeficiente de cada espécie.

Passo 2

Partiu calcular? Só substituir pelos valores dados, certo?

K c = [ 0,60 ] 2 0,20 . [ 0,20 ] 3 = 225

Atenção às unidades!!!

Se todas as concentrações aí estão em mol/L, a unidade do nosso K c será:

( m o l L ) 2 ( m o l L ) 4 = m o l / L - 2  

Portando:

K c = 225 m o l L - 2

Ou   L / m o l 2 , L 2 . m o l - 2 ... como você preferir.

Resposta

K c = 225   m o l / L - 2

Exercício Resolvido #2

Quando 1,00 g de I 2 gasoso é aquecido até 1000   K em um recipiente fechado de 1,00   L , a mistura em equilíbrio resultante contém 0,830 g de I 2 . Calcule K c para a reação de dissociação I 2 ( g ) ⇌ 2 I ( g ) .

Passo 1

Bom, a gente sabe só de olhar pra equação, que a fórmula para calcular o K c será:

K c = [ I ] 2 [ I 2 ]

O “problema” aqui vai ser a gente descobrir as concentrações de I e I 2 que estão em equilíbrio, pra substituir ali no K c .

Passo 2

O enunciado nos diz que a mistura em equilíbrio contém 0,830 g de I 2 . Como massa se conserva e, inicialmente, tínhamos 1,00 g de I 2 , concluímos que 0,170 g de I foram formadas.

1,00 - 0,830 = 0,170

E precisamos calcular o que isso representa em termos de n , número de mols.

Segundo a tabela periódica:

M M I = 126,90   g / m o l

Portanto,

M M I 2 = 2   .   126,90 = 253,80   g / m o l

E podemos calcular o número de mols de cada componente no equilíbrio:

n I 2 = m I 2 M M I 2 = 0,830 253,80 = 3,27 . 10 - 3   m o l

n I = m I M M I = 0,170 126,90 = 1,34 . 10 - 3   m o l

E como o sistema está confinado em V = 1,00   L , podemos dizer que as concentrações desses caras no equilíbrio são equivalentes a:

I 2 = 3,27 . 10 - 3 m o l L

I = 1,34 . 10 - 3 m o l L

Passo 3

Hora de jogar tudo na fórmula, depois jogar tudo na calculadora, certo?

K c = [ I ] 2 [ I 2 ]

K c = [ 1,34 . 10 - 3 ] 2 [ 3,27 . 10 - 3 ] = 5,49 . 10 - 4

Resposta

K c = 5,49 . 10 - 4

Exercício Resolvido #3

Considere que em um recipiente a 425°C, os gases H I , H 2 e I 2 são misturados de forma que, após o equilíbrio químico ser atingido, as concentrações são iguais a H I = 3,53.1 0 - 3   m o l / L , H 2 = I 2 = 4,79.1 0 - 4   m o l / L . Pede-se:

a) O valor de K c ° nesta temperatura.

b) Se H 2 fosse adicionado de forma que a sua concentração inicial seja igual a 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 , determine as novas composições no equilíbrio.

Passo 1

Aqui a questão vai ser “montarmos” a equação química, que não foi dada.

Mas vamos pensar juntos. Sabemos que temos H I , H 2 e I 2 reagindo entre si. A única forma disso acontecer é o H I formando os outros dois gases. Ou o contrário.

2 H I ⇌ H 2 + I 2

Se você resolver “pensar ao contrário”, diga-se H 2 + I 2 ⇌ 2 H I , seu K c será igual ao inverso do K c que vamos mostrar aqui, ok?

Passo 2

a) Baseados em 2 H I ⇌ H 2 + I 2

Podemos montar nossa K c como:

K c = I 2 . [ H 2 ] [ H I ] 2

E utilizando as concentrações fornecidas:

K c = ( 4,79 . 10 - 4 ) . ( 4,79 . 10 - 4 ) ( 3,53.1 0 - 3 ) 2 = 1,84.1 0 - 2

Repara que esse K c é adimensional, porque estamos dividindo m o l / L 2 por m o l / L 2 .

Passo 3

b) No item b a gente adiciona H 2 ao sistema, tal que sua concentração paasa a ser igual a 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 .

A gente sabe que alterar concentrações desloca o equilíbrio. Mas isso não altera o K c .

O equilíbrio vai se deslocar de modo a consumir esse excesso de H 2 e, assim que o equilíbrio seja reestabelecido (concentrações constantes), o K c também é reestabelecido.

Pro item b, vamos precisar usar uma tabela de equilíbrio, com essa carinha aqui:

No início, temos as concentrações de H I e I 2 do item a mantidas e a concentração de H 2 alterada para 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 .

Não sabemos as quantidades que reagem, mas sabemos que a cada mol de H 2 que reagir, um mol de I 2 também irá reagir. Como o equilíbrio está deslocado no sentido de formação de H I , este não será consumido, mas formado. E a cada mol de H 2 que reagir, 2 mols de H I será formado, de acordo com a estequiometria da reação.

No equilíbrio, a quantidade de H I será a quantidade inicial mais o que foi formado.

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x

E as concentrações de I 2 e H 2 serão as concentrações iniciais menos o que reagiu.

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x

I 2 = 4 , 79.1 0 - 4 - x

Passo 4

Para calcular o x e, assim, as concentrações em equilíbrio, usamos o fato de que o K c será mantido.

K c = 1,84.1 0 - 2 = I 2 . [ H 2 ] [ H I ] 2 = ( 4,79 . 10 - 4 - x ) ( 8,79 . 10 - 4 - x ) ( 3,53 . 10 - 3 + 2 x ) 2

Fazendo a distributiva em cima e resolvendo o quadrado em baixo:

1,84 . 10 - 2 = 4,21 . 10 - 7 - 4,79 . 10 - 4 . x - 8,79 . 10 - 4 . x + x 2 1,25 . 10 - 5 + 1,41 . 10 - 2 x + 4 x 2

Passando o termo de baixo para a esquerda e juntando os termos semelhantes em cima:

7,36 . 10 - 2 x 2 + 2,59 . 10 - 4 x + 2,30 . 10 - 7 = x 2 - 1,36 . 10 - 3 x + 4,21 . 10 - 7

Juntando os termos semelhantes e igualando a zero (já tá sentindo o báskara né?).

- 9,26 . 10 - 1 x 2 + 1,62 . 10 - 3 x - 1,91 . 10 - 7 = 0

9,26 . 10 - 1 x 2 - 1,62 . 10 - 3 x + 1,91 . 10 - 7 = 0

x = 1,62 . 10 - 3 ± - 1,62 . 10 - 3 2 - 4   .   9,26 . 10 - 1 .   1,91 . 10 - 7 2   .   9,26 . 10 - 1

x = 1,62 . 10 - 3 ± 1,92 . 10 - 6 1,85

x = 1,62 . 10 - 3 ± 1,38 . 10 - 3 1,85

x ' = 1,62 . 10 - 3                     x " = 1,30 . 10 - 4

Portanto, as concentrações após o equilíbrio ser reestabelecido serão:

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x = 3,53 . 10 - 3 + 2 . 1,62 . 10 - 3 = 3,53 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x = 8,79.1 0 - 4 - 1,62 . 10 - 3 = - 7,41 . 10 - 4   m o l / L

Opa!!! Concentração negativa não pode!!! Então sabemos que o nosso x ' não é adequado. Vamos usar o x " .

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x = 3,53 . 10 - 3 + 2 . 1,30 . 10 - 4 = 3,79 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x = 8,79.1 0 - 4 - 1,30 . 10 - 4 = 7,49 . 10 - 4   m o l / L

I 2 = 4,79.1 0 - 4 - x = 4,79.1 0 - 4 - 1,30 . 10 - 4 = 3,49.1 0 - 4   m o l / L

Resposta

a) K c = 1,84.1 0 - 2

b) H I = 3,79 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 7,49 . 10 - 4   m o l / L

I 2 = 3,49.1 0 - 4   m o l / L

Exercício Resolvido #4

Considere a seguinte reação em equilíbrio químico:

2 C l 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ⇄ 4 H C l ( g ) + O 2 ( g )

Sabe-se que K p ° = 0,0752 atm a 480°C. Pergunta-se:

a) Qual é o valor de K p ° para a reação 4 H C l ( g ) + O 2 ( g ) ⇄ 2 C l 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ?

b) E para a reação C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ?

c) Calcule K c ° para a reação do item b.

Passo 1

a) Pelo enunciado, sabemos que:

K p ° = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 0,0752

E queremos calcular:

K p ° ' = ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 p H C l 4 . ( p O 2 ) 1

Basta a gente perceber que:

K p ° ' = 1 K p ° = 1 0,0752 = 13,30   a t m - 1

Ou seja, a constante de equilíbrio da reação direta é o inverso da constante de equilíbrio da reação inversa.

Passo 2

b) Sabendo que:

K p ° = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 0,0752   a t m

Agora precisamos calcular a constante correspondente à seguinte reação:

C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g )

K p ° " = p H C l 2 . ( p O 2 ) 0,5 ( p C l 2 )   . ( p H 2 O )  

A relação existente entre K p ° " e K p ° é:

K p ° " = K p ° 2

K p ° " = p H C l 2 . ( p O 2 ) 0,5 ( p C l 2 )   . ( p H 2 O )   = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 2 K p ° 2 = 0,0752 2 = 0,2742   ( a t m ) 1 2

Passo 3

c) Lembra da relação existente entre K c ° e K p ° ?

K p ° =   K c ° . ( R T ) ∆ n

Já calculamos o K p ° pro item b. O valor de R equivale a 0,082   a t m . L . m o l - 1 . K - 1 . E a temperatura foi dada como 480 ° C = 753   K .

O ∆ n será dado por: n p r o d u t o s - n r e a g e n t e s .

Para C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g )