Reações em Equilíbrio

Teoria Completa

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 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.

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 normalmente 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.

No 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 nos outros, 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.

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 )

E K p e K c guardam uma relação entre si:

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.

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

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.

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.
  • 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.
  • 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:

  • Uma vez que o equilíbrio é reestabelecido, K c e K p seguem válidos.
  • 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.

Calma, vai ficar tudo bem!

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

Expandir

Exercício Resolvido #1

Elaboração própria.

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 .

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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

USP/IQSC – Lista de Equilíbrio Químico. Prof. Albérico. Questão 11.

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 ) .

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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

UFPR – Lista de exercícios de Química Geral. Prof. Eduardo Lemos de Sá. Questão 03.

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.

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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

UFPR – Lista de Exercícios de Química Geral. Professor Eduardo Lemos de Sá. Questão 01.

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.

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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 ) , temos:

∆ n = 2 + 1 2 - 1 + 1 = 0,5   m o l

Portanto:

K p ° =   K c ° . ( R T ) ∆ n

0,2742 =   K c ° . 0,082.753 0,5

K c ° =   0,03489   m o l L 1 2

Resposta

a) 13,30   a t m - 1

b) 0,2742   ( a t m ) 1 2

c) 0,03489   m o l L 1 2

Exercício Resolvido #5

USP/IQSC. Lista de Equilíbrio Químico do Prof. Albérico. Questão 15.

A constante de equilíbrio K c para a reação N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⇌ 2 N O ( g )