EQUILÍBRIO _

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<p>Resumo</p><p>equilíbrio químico é um estado dinâmico que ocorre em reações reversíveis, onde a velocidade de formação dos produtos é igual à velocidade de regeneração dos reagentes. Em outras palavras, as reações direta e inversa acontecem a taxas iguais, resultando em uma concentração constante de reagentes e produtos ao longo do tempo. Este conceito é essencial para entender como as reações químicas alcançam um ponto de estabilidade e como diferentes fatores podem influenciar esse equilíbrio.</p><p>Para que o equilíbrio químico seja estabelecido, é necessário que o sistema esteja fechado, sem trocas de matéria com o ambiente, e que a temperatura permaneça constante. A constante de equilíbrio (Kc) é uma grandeza que expressa a proporção entre as concentrações de produtos e reagentes em um sistema em equilíbrio. Ela é influenciada por mudanças nas condições do sistema, como alterações na concentração, temperatura e pressão, de acordo com o Princípio de Le Chatelier.</p><p>Este princípio afirma que, se um sistema em equilíbrio é perturbado, ele se ajustará de modo a minimizar a perturbação e restabelecer o equilíbrio. Por exemplo, se a concentração de um dos reagentes é aumentada, o sistema se ajustará aumentando a velocidade da reação que consome esse reagente, deslocando o equilíbrio para a formação de mais produtos.</p><p>O estudo do equilíbrio químico é fundamental para diversas aplicações práticas, incluindo a síntese de produtos químicos, o desenvolvimento de medicamentos e a compreensão de processos biológicos e ambientais. Além disso, permite aos cientistas prever como as reações químicas se comportarão sob diferentes condições e como podem ser controladas para alcançar resultados desejados.</p><p>Palavras-chave: Equilíbrio Químico, Constante de Equilíbrio, Princípio de Le Chatelier, Reações Reversíveis.</p><p>Introdução</p><p>O presente trabalho tem como tema Equilíbrio Químico. Ela irá abordar acerca desse tema de maneira clara e concisa, o equilíbrio químico representa um dos conceitos mais fundamentais e fascinantes da química moderna. Ele descreve a condição em que as reações químicas reversíveis alcançam um estado de balanço dinâmico, onde a taxa de formação dos produtos é igual à taxa de recombinação dos reagentes. Este fenômeno ocorre sem que haja uma alteração aparente nas quantidades de substâncias envolvidas, caracterizando um sistema em constante movimento, mas estacionário aos olhos de um observador.</p><p>A compreensão do equilíbrio químico é crucial para diversas áreas, desde a síntese de novos materiais e medicamentos até o entendimento de processos biológicos e ambientais. No coração deste estudo está a constante de equilíbrio, uma grandeza que quantifica a proporção entre produtos e reagentes em um sistema em equilíbrio e que é influenciada por fatores como temperatura, pressão e concentração.</p><p>Neste trabalho, exploraremos os princípios que regem o equilíbrio químico, examinando as leis cinéticas que descrevem a velocidade das reações e como as condições externas podem deslocar o equilíbrio. Abordaremos também o Princípio de Le Chatelier, que prevê as mudanças no equilíbrio em resposta a alterações nas condições do sistema. Através de exemplos práticos e teóricos, demonstraremos a aplicabilidade e a importância deste conceito para a química e para o mundo que nos rodeia.</p><p>Objetivo Geral:</p><p>Compreender e descrever os fundamentos e as implicações do equilíbrio químico em sistemas reacionais, tanto em escala laboratorial quanto industrial, e sua relevância em processos naturais e tecnológicos.</p><p>Objetivos Específicos:</p><p>Analisar a Constante de Equilíbrio: Investigar como a constante de equilíbrio (Kc) é afetada por diferentes condições, como temperatura e pressão, e interpretar o significado dessas variações em contextos práticos.</p><p>Estudar o Princípio de Le Chatelier: Examinar casos práticos onde o Princípio de Le Chatelier se aplica, e como as mudanças nas condições de um sistema em equilíbrio podem ser previstas e controladas.</p><p>Explorar Aplicações Industriais: Avaliar como o conhecimento do equilíbrio químico é aplicado no desenvolvimento de processos industriais, com foco na otimização da produção e na minimização de impactos ambientais.</p><p>Revisão de Literatura</p><p>Definição de Equilíbrio Químico</p><p>Segundo Darrell (2018), No equilíbrio químico, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, resultando em uma constância na concentração dos reagentes e produtos ao longo do tempo.</p><p>Constante de Equilíbrio (K)</p><p>Segundo RUSSEL ( 2016), A constante de equilíbrio, representada por "K", é uma medida da extensão de uma reação química em direção ao equilíbrio. Ela é determinada pela relação entre as concentrações dos produtos e dos reagentes.</p><p>Princípio de Le Chatelier</p><p>Segundo John Blair (2019), Este princípio afirma que, se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma mudança externa (como alteração de temperatura, pressão ou concentração), o sistema ajustará a sua posição de equilíbrio para minimizar o efeito da perturbação.</p><p>Equação da Lei de Ação das Massas</p><p>Segundo John Blair (2019), Esta equação descreve a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos em uma reação química no estado de equilíbrio, permitindo o cálculo da constante de equilíbrio.</p><p>Pressão</p><p>Segundo JONES (2001), a pressão é uma medida da força exercida por um gás em um determinado volume. Quando os gases estão contidos em um recipiente, as moléculas de gás estão em constante movimento e colidem com as paredes do recipiente. Essas colisões criam uma força que é distribuída sobre a área das paredes, resultando na pressão.</p><p>Equilíbrio</p><p>Segundo MAHAN (2018), o equilíbrio se refere a um estado em que a taxa da reação direta é igual à taxa da reação inversa em uma reação química. Isso significa que as concentrações dos reagentes e produtos não mudam ao longo do tempo, embora as moléculas continuem a se transformar de reagentes em produtos e vice-versa.</p><p>Segundo BROWN (2017), O Princípio de Le Chatelier é frequentemente utilizado para prever e compreender como diferentes fatores, como concentração, temperatura e pressão, podem afetar o equilíbrio químico em uma determinada reação.</p><p>Desenvolvimento</p><p>Equilíbrio químico</p><p>Para que o equilíbrio seja alcançado, algumas condições devem ser satisfeitas:</p><p>A reação deve ser reversível.</p><p>O sistema deve estar fechado, sem trocas de matéria com o ambiente.</p><p>A temperatura do sistema deve ser mantida constante.</p><p>A constante de equilíbrio, representada por ( K_c ), é uma expressão matemática que relaciona as concentrações dos reagentes e produtos em um sistema em equilíbrio. Ela é determinada pela razão entre o produto das concentrações dos produtos elevadas aos seus coeficientes estequiométricos e o produto das concentrações dos reagentes elevadas aos seus coeficientes estequiométricos. A constante de equilíbrio é influenciada pela temperatura e, em menor grau, pela pressão e concentração.</p><p>Reacções reversíveis e irreversíveis</p><p>a). Reacções reversíveis - são aquelas em que os reagentes se transformam em produtos, e os produtos podem também igualmente transformar-se em reagentes.</p><p>Por exemplo: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).</p><p>b) Reacções irreversíveis – são aquelas em que os reagentes se convertem em produtos e, no entanto, não há possibilidade destes se converterem em reagentes. Por exemplo as reacções de combustão.</p><p>CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 g) + 2H2O(g) - Reacção de combustão do metano</p><p>Equilíbrio dinâmico,</p><p>em um contexto químico, refere-se a um estado em que a taxa da reação direta é igual à taxa da reação inversa em uma reação química. Isso significa que, embora as moléculas continuem a se transformar de reagentes em produtos e vice-versa, as concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes ao longo do tempo.</p><p>Em um equilíbrio dinâmico, as partículas estão constantemente se movendo e reagindo, mas a velocidade das reações direta e inversa é a mesma. Isso cria a ilusão de que a reação parou, mas na verdade está ocorrendo em ambas</p><p>as direções ao mesmo tempo.</p><p>Um exemplo comum de equilíbrio dinâmico é a reação entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio para formar amônia. Nessa reação, quando a amônia é formada, parte dela se decompõe para reformar nitrogênio e hidrogênio. Quando a taxa de formação de amônia é igual à taxa de decomposição da amônia, ocorre o equilíbrio dinâmico.</p><p>Estado de equilíbrio</p><p>É o estado duma reacção química em que as propriedades macroscópicas das substâncias que nela participam não se alteram.</p><p>O facto das propriedades macroscópicas do sistema não se alterarem, não significa que a reacção parou. Simplesmente, a velocidade da reacção directa é igual à velocidade da reacção inversa. Por isso se diz que o equilíbrio é um estado dinâmico.</p><p>Características do estado de equilíbrio</p><p>· As propriedades macroscópicas mensuráveis do sistema (cor, concentração, pressão, volume, temperatura, entre outras.) não variam com o tempo;</p><p>· Á escala microscópica, as reacções directa e inversa continuam a processar-se ambas com a mesma velocidade - equilíbrio dinâmico;</p><p>· O mesmo estado de equilíbrio pode obter-se quer a partir dos reagentes quer a partir dos produtos;</p><p>· O estado de equilíbrio químico só é possível em sistemas fechados;</p><p>· Uma perturbação no estado de equilíbrio implica que, o sistema evolui para um novo estado de equilíbrio, o que quer dizer que, para cada sistema químico existe uma infinidade de estados de equilíbrio diferentes.</p><p>Classificação do estado de equilíbrio</p><p>a). Equilíbrio Homogéneo – quando todos os intervenientes no sistema reaccional se encontram na mesma fase (gasosa/liquida). Exemplos:</p><p>Fase gasosa: CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)</p><p>Fase líquida/aquosa:</p><p>b) Equilíbrio Heterogéneo – quando os intervenientes do sistema reaccional se encontram em pelo menos duas fases (sólida – gasoso ou liquida – gasosa). Exemplos:</p><p>Fase sólida e líquida: AgBr (s) Ag+ (aq) + Br – (aq)</p><p>Fase sólida e gasosa: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)</p><p>Importância do equilíbrio em reações Química</p><p>Em termos práticos, o equilíbrio químico permite prever e controlar o resultado de uma reação, entender como as condições externas afetam o sistema em equilíbrio e otimizar processos industriais. Além disso, o estudo do equilíbrio químico é essencial para compreender fenômenos biológicos, como a regulação de processos metabólicos e a interação de substâncias no organismo.</p><p>A compreensão do equilíbrio químico também é crucial para a formulação de medicamentos, a síntese de materiais e o desenvolvimento de novas tecnologias. Em resumo, o equilíbrio químico é uma base fundamental para a química teórica e aplicada, influenciando direta ou indiretamente muitos aspectos da nossa vida cotidiana.</p><p>Factores que afectam o estado de equilíbrio</p><p>O princípio de Le Châtelier</p><p>A uma dada temperatura durante o equilibro químico a velocidade da reacção directa é igual á da reacção inversa - estado dinâmico, e que atingindo o equilíbrio, a concentração das substâncias intervenientes na reacção permanece constante.</p><p>Porém este estado de equilíbrio pode ser destruído pela acção de diversos factores externos á reacção, como o aumento ou diminuição da concentração de algumas substâncias intervenientes, da temperatura, da pressão ou mesmo do volume.</p><p>Em 1884 o engenheiro químico e professor francês Henri Louis Le Châtelier (1850 – 1936) mostrou que, em cada um dos casos o novo estado de equilíbrio é aquele que reduz parcialmente o efeito que o produziu, tendo enunciado o seu princípio da seguinte maneira:</p><p>“Se um sistema em equilibro é submetido a uma perturbação externa, o equilíbrio desloca-se no sentido de contrair essa perturbação, alcançando um novo estado de equilíbrio”.</p><p>Os factores que afectam o estado de equilíbrio são:</p><p>1. Concentração - quando se aumenta a concentração dos reagentes o equilíbrio desloca-se no sentido dos produtos ou para a direita e se diminuir a concentração dos produtos o equilíbrio desloca-se no sentido dos produtos ou para a direita e se aumentar-se a concentração dos produtos o equilíbrio desloca-se no sentido dos reagentes, ou seja, para a esquerda.</p><p>2. Pressão - o aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado em que há menor número de moles. Se diminuir a pressão o equilíbrio desloca para o sentido em que há maior número de moles.</p><p>3. Temperatura - quando a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção endotérmica (reacção que absorve o calor):H > 0.</p><p>Quando a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção exotérmica (reacção que liberta o calor): H < 0.</p><p>Por exemplo na reacção: N2(g) + 2O2(g) 2NO2 (g); H < 0.</p><p>O aumento da temperatura desloca o equilibro da direita para a esquerda, diminuindo a temperatura, o equilíbrio poderá deslocar-se no sentido inverso (da esquerda para a direita).</p><p>Nota: Os catalisadores são substâncias que alteram a velocidade das reacções químicas, mas não afectam o estado de equilíbrio de uma reacção.</p><p>Expressões Matemáticas do Equilíbrio Químico</p><p>As expressões matemáticas do equilíbrio químico são fundamentais para entender como as reações reversíveis se comportam e como podemos prever a posição do equilíbrio sob diferentes condições. Vamos explorar os conceitos de Constante de Equilíbrio (Kc e Kp), como realizar cálculos envolvendo a constante de equilíbrio, e a interpretação dos valores de Kc e Kp.</p><p>Constante de Equilíbrio (Kc e Kp)</p><p>A constante de equilíbrio, representada por ( K_c ) para concentrações e ( K_p ) para pressões parciais, é uma expressão que relaciona as concentrações dos produtos e reagentes em um sistema em equilíbrio. Para uma reação genérica:</p><p>aA+bB⇌cC+dD</p><p>A constante de equilíbrio em termos de concentração (( K_c )) é dada por:</p><p>Kc=[A]a⋅[B]b[C]c⋅[D]d</p><p>E em termos de pressão parcial (( K_p )):</p><p>Kp=(pA)a⋅(pB)b(pC)c⋅(pD)d</p><p>Cálculos Envolvendo a Constante de Equilíbrio</p><p>Para calcular ( K_c ) ou ( K_p ), você precisa conhecer as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos no equilíbrio. Usando as proporções estequiométricas da reação, você pode determinar as mudanças nas concentrações ou pressões a partir das condições iniciais e, em seguida, aplicar esses valores nas expressões de ( K_c ) ou ( K_p ).</p><p>Interpretação dos Valores de Kc e Kp</p><p>Os valores de ( K_c ) e ( K_p ) nos informam sobre a posição do equilíbrio:</p><p>Se ( K_c ) ou ( K_p ) for grande (>> 1), indica que a reação favorece a formação de produtos.</p><p>Se ( K_c ) ou ( K_p ) for pequeno (<< 1), sugere que a reação favorece os reagentes.</p><p>Se ( K_c ) ou ( K_p ) for próximo de 1, a reação tem quantidades comparáveis de reagentes e produtos</p><p>Constante de Equilíbrio - Lei de Guldberg e Waage</p><p>A constante de equilíbrio é o quociente entre a concentração dos produtos e a concentração dos reagentes, é representada por Kc.</p><p>Para a seguinte reacção por exemplo: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)</p><p>A constante de equilíbrio (Kc), será expressa:</p><p>Kc =</p><p>Considere-se a reacção genérica em fase gasosa, no equilíbrio: aA (g) + bB (g) cC + dD(g)</p><p>As concentrações dos produtos de reacção e dos reagentes no equilíbrio () estão relacionadas pela expressão da constante de equilíbrio:</p><p>=</p><p>Esta relação traduz a lei da acção das massas (ou lei de equilíbrio) proposta em 1864 por Maximilian Guldberg e Peter Waage.</p><p>Lei da acção das massas: “Num sistema químico em equilibro, a uma dada temperatura, é constante a razão entre o produto das concentrações dos produtos e produto das concentrações dos reagentes, todos eles elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos”.</p><p>A constante de equilíbrio (Kc), não tem unidades e o seu valor é o mesmo para qualquer estado de equilíbrio dessa reacção, a uma dada temperatura.</p><p>A constante de equilíbrio também pode ser expressa em termos das pressões parciais (atm, Pa) dos gases, Kp.</p><p>=</p><p>As concentrações dos sólidos e líquidos puros e solventes são constantes, por isso não figuram na expressão da constante de equilíbrio.</p><p>O valor da constante de equilíbrio depende da natureza</p><p>da reacção e da temperatura a que esta se processa. O valor da constante de equilíbrio permite avaliar a tendência das reacções químicas que podem ser espontâneas ou forçadas.</p><p>Uma reacção é espontânea quando o valor de Kc > 1 a uma dada temperatura e é forcada quando Kc < 1. Para se verificar se um sistema está ou não em equilíbrio, recorre-se ao quociente de reacção, Q. Este é calculado de forma semelhante á constante de equilíbrio (Kc).</p><p>O valor do quociente da reacção pode ser igual ou não ao valor da constante de equilíbrio. Assim se:</p><p>Q > Kc - o sistema está a evoluir no sentido inverso até atingir o equilíbrio (em que Q = Kc).</p><p>Q < Kc - o sistema está a evoluir no sentido directo atingir o equilíbrio (em que Q = Kc).</p><p>Q = Kc – o sistema está em equilíbrio.</p><p>Exercícios</p><p>1. Considere o sistema em equilíbrio:</p><p>A (g) + B (g) C (g) ; H > 0</p><p>(inc.) (inc.) (verm.)</p><p>Refira o que acontece á cor da mistura gasosa quando:</p><p>a). Se diminui a concentração de A;</p><p>b). Se aumenta o volume do sistema;</p><p>c). Se aumenta a temperatura;</p><p>d). Se introduz um catalisador.</p><p>2. Dado um sistema em equilíbrio:</p><p>2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g); H < 0.</p><p>a). Indique quatro formas de aumentar a produção de SO3.</p><p>Constante de equilíbrio em função das pressões parciais</p><p>A constante de equilíbrio em função das pressões parciais dos gases na reacção pode ser dada por: Kp =</p><p>Genericamente: aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)</p><p>Kp =</p><p>Exemplo: expresse a constante de pressão parcial (Kp) para as seguintes reacções:</p><p>a). N2O4 (g) 2 NO2 (g)</p><p>b). CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)</p><p>c). 2NO (g) + Cl2 (g) 2NOCl (g)</p><p>d). 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)</p><p>e). N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)</p><p>Relação entre Constante de equilíbrio em função das Pressões Parciais (Kp) e Constante de Equilíbrio (Kc).</p><p>Num sistema gasoso, algumas vezes define-se a constante de equilíbrio em função das concentrações dos gases intervenientes e, noutras em função das pressões parciais desses mesmos intervenientes.</p><p>No entanto, é possível fazer a conversão de uma na outra utilizando a equação dos gases perfeitos ou equação de Clapeyron:</p><p>PV = nRT.</p><p>A relação entre Kp e Kc é dada pela seguinte expressão:</p><p>Kp = Kc</p><p>Conclusão</p><p>Em suma, o equilíbrio químico é um conceito essencial que permeia todas as áreas da química, da teoria à aplicação prática. Sua importância reside no fato de que ele fornece as bases para a compreensão e previsão do comportamento das reações químicas, assim como sua influência em processos biológicos e aplicações industriais.</p><p>A capacidade de prever e controlar o resultado de uma reação por meio do entendimento do equilíbrio químico é crucial para a produção eficiente de substâncias químicas, o desenvolvimento de novos materiais, a formulação de medicamentos e a otimização de processos industriais. Além disso, o equilíbrio químico desempenha um papel fundamental na compreensão dos processos metabólicos e na regulação das interações químicas dentro dos organismos vivos.</p><p>A compreensão do equilíbrio químico também é essencial para a expansão do conhecimento científico, permitindo prever como os sistemas reagem a mudanças nas condições externas e fornecendo as bases para o desenvolvimento de novas teorias e tecnologias.</p><p>Portanto, o estudo do equilíbrio químico não se limita apenas à química teórica, mas tem um impacto significativo em muitos aspectos da vida cotidiana, desde a produção de alimentos até a exploração espacial. Assim, o equilíbrio químico é verdadeiramente um pilar sobre o qual repousa grande parte do conhecimento e das aplicações da química moderna.</p><p>Referência Bibliográfica</p><p>ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Editora Bookman, 2001, 914 p.</p><p>BROWN, Theodore L.; LEMAY JÚNIOR, H. Eugene e BURSTEN, Bruce E. Química. A ciência central. São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005, 972 p.</p><p>EBBING, Darrell D. Química Geral. 5ª Edição. Rio de Janeiro. Livros Técni-cos e Científicos Editores S. A., 1998. Volume 1; 569 p.</p><p>KOTZ, John C.; TREICHEL JÚNIOR, Paul M. Química Geral e reações quí-micas. Volume 1. São Paulo: Editora Thomson, 2005, 671 p.</p><p>MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química um curso universitárioTradução da 4ª edição americana. São Paulo: Editora Edgard Blucher Ltda, 1997.</p><p>RUSSEL, John Blair. Química Geral. 2ª Edição. São Paulo. Editora Makron Books, 1994. Volume 1; 621 p.</p>