equilíbrio químico

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1 – Estado de equilíbrio 
O estado de equilíbrio químico é a condição atingida por uma reação reversível 
quando as velocidades da reação direta e da reação inversa se tornam iguais. Nessa 
situação, embora as reações continuem ocorrendo simultaneamente nos dois sentidos 
em nível microscópico, as concentrações de reagentes e produtos permanecem 
constantes ao longo do tempo, caracterizando um equilíbrio dinâmico. Para que esse 
estado seja mantido, o sistema deve ser fechado e permanecer sob temperatura 
constante. 
Os parâmetros que definem o estado de equilíbrio são: a igualdade entre as 
velocidades das reações direta e inversa, a constância das concentrações das 
espécies químicas, o caráter dinâmico do sistema e a manutenção das condições 
externas, especialmente a temperatura. 
Um exemplo clássico apresentado no livro é a reação: 
CO2(g)+H2(g)←→CO(g)+H2O(g) 
Um exemplo corriqueiro é o refrigerante em uma garrafa fechada, no qual o CO₂ 
dissolvido no líquido e o CO₂ na fase gasosa permanecem em equilíbrio, apesar da 
troca contínua entre as fases. 
 2 – Princípio de Le Châtelier 
O Princípio de Le Châtelier estabelece que, quando um sistema em equilíbrio químico 
sofre uma perturbação externa — como variações de concentração, pressão ou 
temperatura —, o sistema reage espontaneamente no sentido de minimizar ou 
contrariar parcialmente essa perturbação, deslocando a posição do equilíbrio até que 
um novo estado de equilíbrio seja estabelecido. 
Esse comportamento ocorre porque a perturbação rompe temporariamente a 
condição fundamental do equilíbrio químico, que é a igualdade entre as velocidades 
da reação direta e da reação inversa. O sistema então evolui até restabelecer essa 
igualdade, originando um novo equilíbrio dinâmico. 
A variação de concentração desloca o equilíbrio no sentido de consumir a espécie 
adicionada ou repor a espécie removida. A variação de pressão, em sistemas 
gasosos, favorece o lado da reação com menor número de mols gasosos quando a 
pressão aumenta. A variação de temperatura favorece o sentido que absorve calor em 
reações endotérmicas e o sentido oposto em reações exotérmicas, sendo o único fator 
capaz de alterar o valor da constante de equilíbrio. 
 3 – Lei do Equilíbrio Químico (Lei da Ação das Massas) 
A Lei do Equilíbrio Químico, também conhecida como Lei da Ação das Massas, 
estabelece a relação quantitativa entre as concentrações das espécies químicas 
presentes em um sistema em equilíbrio. Para uma reação reversível genérica: 
aA+bB←→cC+dD 
a uma temperatura constante, a razão entre o produto das concentrações dos 
produtos e o produto das concentrações dos reagentes, cada uma elevada ao seu 
coeficiente estequiométrico, é constante: 
 
 
Antes de o sistema atingir o equilíbrio, define-se o quociente da reação (Q): 
 
 
A comparação entre (Q )e Kc permite prever o sentido espontâneo da reação. Para 
sistemas gasosos, utiliza-se a constante em função das pressões parciais: 
 
 
com a relação: 
 
 4 – Constante de equilíbrio (referencial e equação) 
A constante de equilíbrio (K) tem como referencial o estado de equilíbrio químico do 
sistema a uma temperatura fixa. Seu valor é definido exclusivamente a partir das 
concentrações ou pressões parciais das espécies químicas quando o sistema se 
encontra em equilíbrio. Para uma mesma reação, o valor de K depende apenas da 
temperatura. 
A expressão matemática da constante de equilíbrio é: 
 
 
5 – Influência da temperatura e da pressão no equilíbrio químico 
A temperatura e a pressão influenciam a posição do equilíbrio químico de formas 
distintas. A temperatura é o único fator capaz de alterar o valor da constante de 
equilíbrio, enquanto a pressão apenas desloca a posição do equilíbrio em sistemas 
gasosos, sem alterar K. 
Em reações endotérmicas, o aumento da temperatura favorece a formação de 
produtos. Em reações exotérmicas, o aumento da temperatura favorece os reagentes. 
Exemplo: 
A pressão afeta apenas equilíbrios gasosos, favorecendo o lado da reação com menor 
número de mols gasosos quando aumenta. Um exemplo cotidiano é a liberação de 
CO₂ ao abrir uma garrafa de refrigerante. 
6 – Equilíbrio químico em uma mistura (definição e equação) 
O equilíbrio químico em uma mistura é o estado alcançado por um sistema químico 
fechado no qual reagentes e produtos coexistem simultaneamente e as velocidades 
das reações direta e inversa tornam-se iguais, mantendo constantes as concentrações 
de todas as espécies químicas ao longo do tempo. Esse estado não representa a 
ausência de reação, mas sim um equilíbrio dinâmico, no qual as transformações 
químicas continuam ocorrendo em nível molecular. 
Em uma mistura reacional, o equilíbrio é estabelecido quando a energia livre do 
sistema atinge um valor mínimo sob condições constantes de temperatura e pressão. 
Nesse ponto, o sistema não apresenta tendência espontânea de evoluir para outro 
estado, a menos que seja submetido a uma perturbação externa. 
Para uma reação genérica: 
 
a condição de equilíbrio é expressa matematicamente por: 
em que as concentrações são avaliadas no estado de equilíbrio. O valor de K é 
característico da reação e depende exclusivamente da temperatura, sendo 
independente das concentrações iniciais das espécies. 
 
Os conceitos apresentados foram desenvolvidos com base no Capítulo 14 – Equilíbrio 
Químico do livro Russell – Química Geral, que fundamenta teoricamente o estado de 
equilíbrio, o Princípio de Le Châtelier e a constante de equilíbrio.