EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam novas substâncias com propriedades diferentes. Algumas reações se processam totalmente, enquanto outras parecem parar antes de estarem completas. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes formam os produtos, e os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. Em uma reação irreversível os reagentes são totalmente convertidos em produtos. (1)
A rigor, todas as reações químicas são reversíveis, isto é, ocorrem simultaneamente no sentido “reagentes → produtos” e no sentido “produtos → reagentes”. Em muitos casos, porém, a reação no sentido “produtos → reagentes” ocorre em proporção tão pequena que, do ponto de vista prático, essa reação é considerada irreversível. (2)
Exemplo:
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Considerando a reação hipotética entre (a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D):
(1)
No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. Em razão do tempo, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais. Figura 1
FIGURA 1- equilíbrio químico
No estado de equilíbrio, mesmo com o sistema aparentando estar parado, as reações diretas e inversas continuam a ocorrer, com velocidades iguais. Por isso as concentrações das substâncias permanecem constantes. 
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química em: Equilíbrio Homogêneo e Equilíbrio Heterogêneo.
Equilíbrio Homogêneo 
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos:
Equilíbrio Heterogêneo
	É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas. (3)
Exemplos: 
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )
Considerando a reação reversível genérica abaixo:
a A + b B ↔ c C + d D
Tem-se que a taxa de desenvolvimento (Td) das reações direta e inversa pode ser expressa da seguinte forma:
*Reação direta: Tddireta = Kdireto . [A]a. [B]b
*Reação inversa: Tdinversa = Kinverso . [C]c. [D]d
	Visto que no equilíbrio químico as taxas de desenvolvimento das duas reações (direta e inversa) são iguais, obtem-se:
Tddireta = Tdinversa
Kdireto . [A]a. [B]b = Kinverso . [C]c. [D]d
Kdireto__ = _[C]c. [D]d_ 
Kinverso         [A]a. [B]b
	A divisão de uma constante por outra constante é sempre igual à outra constante, desse modo, a relação Kdireto/ Kinverso é igual a uma constante, que é denominada de constante de equilíbrio, K ou Ke.
	Geralmente, a constante do equilíbrio é calculada em termos de concentração em mol/L, que é representada por Kc.
Kc  = _Kdireto_
         Kinverso
Kc = _[C]c. [D]d_         
  [A]a. [B]b
Na expressão de Kc só devem ser expressas as concentrações de componentes gasosos e em solução aquosa, que são as concentrações que sofrem variações. Os sólidos e os líquidos puros não são escritos, pois eles possuem concentração constante que já está inclusa na constante de equilíbrio, Kc.
	Exemplos:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)                                          Kc = __ [NH3]2___
                                                                                               [N2]. [H2]2
CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(ℓ)                               Kc = __ [CO]___
                                                                                          [CO2]. [H2]
Observa-se que nem sempre as concentrações de todas as espécies químicas são expressas, mas somente de gases e soluções aquosas. Além disso, cada concentração é elevada ao expoente igual ao respectivo coeficiente de cada substância na equação química.
Quando existe pelo menos um dos componentes da reação no estado gasoso, a constante de equilíbrio também pode ser expressa em termos de pressão, sendo representada por Kp.
Para a reação genérica (a A + b B ↔ c C + d D) em que todos os componentes são gasosos, considera-se:
Kp  = __(pC)c. (pD)d___         
(pA)a. (pB)b
Onde “p” é a pressão parcial de cada substância no estado gasoso no equilíbrio.
No caso de Kp, devem ser representados somente os componentes gasosos. 
Exemplos: 
CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(ℓ)                        Kp = __ (pCO)___
                                                                                  (pCO2). (pH2)
CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(ℓ)                         Kp = 1_
                                                                                  (pH2)
CaCO3(s) ↔ CaO(s) +  CO2(g)                            Kp = (pCO2)
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s)                   Kp = não é definido.
Os valores de Kc e de Kp dependem somente da temperatura. Se a temperatura for mantida constante, os seus valores também serão mantidos os mesmos. (4)
QUOCIENTE REACIONAL
Dada qualquer reação: a A + b B ↔ c C + d D o quociente reacional, Q, se define pela equação:
	A expressão de Q é formalmente igual à constante de equilíbrio, mas Q é diferente de K, pois as concentrações que estão envolvidas não são necessariamente as concentrações de equilíbrio. 
Se Q < K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos reagentes são convertidos em produtos. 
Se Q > K, o sistema não está em equilíbrio e parte dos produtos é convertida em reagentes.
 Se Q = K, o sistema está em equilíbrio.
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier :
“Princípio de Le Chatelier: quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força.” (5)
O deslocamento de equilíbrio químico é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico. (2)
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual à velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reações não devem ser modificadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser: (5)
- concentração de reagentes e produtos;
- pressão;
- temperatura;
- presença de catalisador.
Concentração
Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se aumenta a concentração de uma das substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que essa substância se transforma; e quando se diminui a concentração de uma dessas substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que esta substância se forma.
Considerando a hipótese de reação:
A + B → C + D
Nesse caso, um aumento na concentração de A deslocará o equilíbrio para a direita. A e B serão consumidos cada vez mais rapidamente, formando-se maior quantidade de C e D. O equilíbrio em questão só se restabelecerá com uma menor concentração de B, o que deslocará o equilíbrio no sentido que reduz a perturbação provocada pelo aumento em concentração. O princípio de Le Chatelier leva às mesmas previsões para as variações de concentração. (6)
Adição de reagentes:
Adicionando ao equilíbrio mais gás hidrogênio ou mais gás nitrogênio, as concentrações dos reagentes irão aumentar e, comisso, o número de choques efetivos entre suas moléculas também se elevará, resultando no aumento da taxa de desenvolvimento da reação direta de formação da amônia (NH3(g)).
Isso quer dizer que a adição de reagentes desloca o equilíbrio para o lado direito, no sentido da formação dos produtos:
Isso está de acordo com o Princípio de Le Chatelier o qual alega que quando se provoca alguma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio.
No caso acima, ocorrerá que, com o tempo, a quantidade de amônia irá aumentar, atingindo novamente um equilíbrio. Com isso, a razão entre as concentrações dos produtos e reagentes se manterá constante, ou seja, o valor da constante de equilíbrio Kc permanecerá o mesmo.
Kc = __[NH3]2__↑
          [N2] . [H2]3 ↑
Isso também ocorrerá para os demais casos, isto é, nenhuma variação na concentração dos reagentes ou dos produtos alterará o valor de Kc.
Adição de produtos:
	Adicionando mais amônia, aumenta a sua concentração, parte dela irá se transformar nos gases nitrogênio e hidrogênio, aumentando a taxa de desenvolvimento da reação inversa de formação dos reagentes. Isso significa que a adição de produtos desloca o equilíbrio para o lado esquerdo, no sentido de formação dos reagentes:
Retirada de reagentes:
	Retirando um ou os dois reagentes, as concentrações diminuirão e, consequentemente, a taxa de desenvolvimento da reação direta irá diminuir. Assim, o equilíbrio será deslocado no sentido da formação de mais reagentes, que é para a esquerda:
Retirada de produtos:
	Diminuindo a concentração dos produtos, a taxa da reação inversa irá diminuir, aumentando a taxa de desenvolvimento da reação direta. Isso significa que o equilíbrio se deslocará para a direita: (7)
Pressão														Uma alteração na pressão só pode afetar sistemas em equilíbrio compostos por gases. De acordo com Chatelier, quando a pressão sobre um sistema em equilíbrio aumenta, a reação é impulsionada no sentido que alivia a pressão.									É importante ressaltar que o efeito da pressão sobre um sistema em equilíbrio que envolve gases e líquidos ou sólidos somente leva em consideração a variação do número de moléculas gasosas, pois o volume de um mol de substância gasosa é muito maior do que o volume de um mol de substância líquida ou sólida. (5)
Temperatura													A temperatura exerce influência sobre a maioria das reações. Conforme o princípio de Le Chatelier, em um sistema em equilíbrio, sob pressão constante, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que libera calor. Exemplo:
Considerando a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
A(g) ⟺  B(g) , ΔH > 0 (reação endotérmica)
➢ O aumento de temperatura, o equilíbrio se desloca para direita e o rendimento aumenta.
➢ Diminuição da temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda.
Agora, seja a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
B(g) ⟺ A(g) , ΔH < 0 (reação exotérmica)
➢ Aumentando a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda e o rendimento diminui.
➢ Diminuindo a temperatura, o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta. (6)
Presença de Catalisador												Os catalisadores são substâncias químicas capazes de acelerar uma reação por meio da diminuição da energia de ativação. Em situações de equilíbrio, a ação do catalisador diminuirá a energia de ativação tanto da reação direta quanto da inversa na mesma intensidade. Assim, pode-se concluir que os catalisadores não provocam deslocamento de equilíbrio, a única modificação que o catalisador pode provocar é a redução do tempo necessário para que o sistema atinja o equilíbrio químico, sem ser consumido durante a reação.
1 BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E. Química Geral. Segunda Edição, LTC Livros Técnicos e Científicos, Vol.1 e 2, RJ, 1995.pag 190, 191, 192.
2 VOGEL, A.I. Química Analítica Quantitativa. São Paulo, Editora Mestre Jou, 1981, pag 8,9.
3 BROWN, L. Theodore; Le May. Química - A Ciência Central. São Paulo. SP. Editora Pescron Prentec Hall. 9° edição 2007.pag 578,586,594.
4 MOORE, Walter J. Traduzido por: JORDAN, Ivo. Físico-química. Edgard Blucher: São Paulo, 1976. 4ª edição. pag 327,328,329.
5 CONSTANTINO;M.G; Silva, G.V.J. da DONATE, Fundamentos de química experimental,2004.pag 189,190,194,195.
6 RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1982.pag 501-509.