Equilibrio Químico

1. Conceito

Ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos a equação genérica:

onde:

- v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.

No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores máximos, enquanto que v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio.

Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico.

Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalterados indefinidamente.

Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que:

– o sistema encontre-se num recipiente fechado;

– a temperatura fique constante.

Graficamente, podemos representar:

2. Classificação

Os equilíbrios químicos podem ser classificados em homogêneos e heterogêneos.

2.1. Equilíbrio Homogêneo

É aquele em que todos os participantes se encontram numa única fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo homogêneo.

H2(g) + I2(g) 2HI(g)

HCN(aq) H+(aq) + CN-(aq)

2.2. Equilíbrio Heterogêneo

É aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo heterogêneo.

C(s) + O2(g) CO2(g)

3. Grau de Equilíbrio (α)

Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie que reagiu para estabelecer o equilíbrio. Podemos representar:

Exemplo

Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. Concluímos, então, que reagiu 2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica:

Concluindo, podemos dizer que quanto maior o valor de α no equilíbrio, encontramos menor sobra de reagentes em maior quantidade de produtos. Quanto menor o valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra de reagentes e pouco produto.

4. Constante de Equilíbrio em Termos das Concentrações Molares (Kc)

Dada uma reação reversível qualquer:

aA + bB cC + dD

Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos:

• para a reação direta:

v1 = K1 · [A]a · [B]b

• para a reação inversa:

v2 = K2 · [C]c · [D]d

No equilíbrio: v1 = v2

K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d

A relação é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de concentração molar (Kc):

A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos coeficientes da reação.

Observações

a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura;

b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, já que no numerador temos os produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento;

c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química.

Por exemplo:

Por este motivo devemos escrever sempre a equação química junto com o valor de Kc.

d) A constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não possui unidade.

5. Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (Kp)

Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da constante Kc, podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp).

Assim para a reação:

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)

a constante de equilíbrio pode ser:

constante de equilíbrio em termos de concentração molar Kc

ou

constante de equilíbrio em termos de pressões parciais Kp

Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das pressões parciais dos produtos gasosos e o produto das pressões parciais dos reagentes gasosos, estando todas as pressões elevadas a expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na equação química balanceada.

Por exemplo:

H2(g) + I2(g)