O que é o equilíbrio químico?
Equilíbrio químico é o ramo da Físico-Química que estuda as reações reversíveis em que as concentrações dos participantes da reação não se alteram, uma vez que, as reações direta e inversa estão ocorrendo na mesma velocidade. Lembrando que, a reação direta é a reação que ocorre a transformação dos reagentes em produtos, enquanto a reação inversa é o processo oposto em que os produtos se transformam em reagentes.
Para que esse fenômeno ocorra é necessário que a temperatura do sistema seja constante e que não ocorra trocas entre o sistema e o ambiente.
Além disso, pode-se medir o equilíbrio por meio do cálculo da constante de equilíbrio e o grau de equilíbrio da reação.
Como ocorre o equilíbrio químico?
Para entender como esse processo ocorre vamos considerar uma reação genérica:
A + B ⇌ C + D
A velocidade da reação de A + B para C + D é v1 sendo a velocidade da reação direta, enquanto a velocidade da reação inversa de C + D para A + B é v2. O equilíbrio é atingido quando ambas as velocidades são iguais, o que ocorre quando a concentração de reagentes e dos produtos se torna constante na solução.
O que acontece é que no início da reação, v1 é máximo uma vez que a concentração dos reagentes está no seu valor máximo, pois A e B são as únicas espécies existentes no sistema. Já a concentração dos produtos é zero assim como v2 pois C e D não começaram a ser formados. À medida que a reação ocorre, A e B diminui no sistema e C e D aumenta, o que implica também na diminuição de v1 e no aumento de v2, até o momento que elas se tornam iguais e se atinge o equilíbrio.
Nesse instante, a reação continua acontecendo em níveis microscópicos em ambos os sentidos e na mesma intensidade sendo então, uma situação de equilíbrio dinâmico. Quando observamos o processo de fora, a reação aparenta ter parado, já que as concentrações não mudam mais.
Quais são as classificações do equilíbrio químico?
Os equilíbrios químicos podem ser classificados em: homogêneos e heterogêneos.
Homogêneos
Os equilíbrios químicos homogêneos são as reações em que todas as espécies estão em uma mesma fase e assim, constitui um sistema homogêneo.
N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) (nesse caso, reagentes e produtos estão na fase gasosa)
Heterogêneos
Os equilíbrios heterogêneos ocorrem em sistemas que as espécies químicas envolvidas estão em mais de uma fase e por isso, formam um sistema heterogêneo.
NH4Cl (s) ⇄ NH3 (g) + HCl (g)
(há mais de uma fase no sistema em equilíbrio, mais precisamente reagente no estado sólido e produtos no estado gasoso)
Constante de equilíbrio (K)
A constante de equilíbrio é uma grandeza capaz de caracterizar um equilíbrio químico considerando aspectos cinéticos das reações em equilíbrio dinâmico.
Essa grandeza é obtida por meio da seguinte expressão:
K = [produtos]/ [reagentes]
Constante de equilíbrio em função das concentrações
A expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações é definida como sendo a multiplicação das concentrações (no momento do equilíbrio) em mol/ L dos produtos dividida pela dos reagentes, todas elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos.
aA + bB ⇄ cC + dD
reagentes produtos
Kc = [C]c. [D]d / [A]a. [B]b
Cada reação possui uma expressão própria para a constante de equilíbrio, assim como o valor numérico para essa reação a uma determinada temperatura. Por isso que, em geral, variações na temperatura interferem no valor final de Kc.
Além disso, quanto maior o valor da constante, maior será o rendimento da reação, uma vez que, a razão ocorre entre produtos divididos pelos reagentes. Isso permite a comparação de uma mesma reação em temperaturas diferentes para saber qual apresenta um melhor rendimento.
Importante ressaltar, que o cálculo da constante de equilíbrio Kc não considera espécies químicas em estado sólido.
Constante de equilíbrio em função das pressões parciais
A constante de equilíbrio em função das pressões parciais é utilizada quando pelo menos um dos componentes está em estado gasoso, sendo expressa então, por meio das pressões parciais.
aA + bB ⇄ cC + dD
Kp = (PC)c . (PD)d/ (PA)a . (PB)b
Para o cálculo dessa constante, só entram os componentes em estado gasoso.
Desse modo, pode-se concluir que o KP corresponde a razão entre o produto das pressões parciais dos componentes gasosos dos produtos e o produto das pressões parciais dos reagentes em estado gasoso, onde todos os termos estão elevados aos coeficientes estequiométricos.
A constante de equilíbrio em função das pressões, Kp, possui uma relação com Kc expressa pela seguinte reação:
Kp = Kc . (RT)Δn
Em que:
- R é a constante dos gases reais;
- T é a temperatura em Kelvin ( oC + 273);
- Δn é a variação do número de mols (mols dos produtos – mols dos reagentes) que considera apenas as substâncias em estado gasoso;
- Kp constante de equilíbrio em função das pressões parciais;
- Kc constante de equilíbrio em função das concentrações.
Grau de equilíbrio (α)
O grau de equilíbrio é o cálculo que expressa a relação entre a quantidade de matéria (em mols) que reagiu e a quantidade inicial de reagentes.
α = quantidade, em mols, que reagiu até se atingir o equilíbrio/ quantidade, em mols, inicial de reagente
Para visualizar melhor, considere a reação genérica
A → B + C
No início, foram adicionados 2 mols de A no sistema, mas durante o equilíbrio químico, A estava com 0,4 mol sem reagir. Desse modo, apenas 1,6 mol de A reagiu até se atingir o equilíbrio. O cálculo de α então é:
α = 1,6/ 2 = α = 0,8 = 80%
O grau de equilíbrio será sempre um número entre 0 e 1 (ou seja, entre 0 e 100%) e é responsável por expressar o rendimento da reação.
Deslocamento do equilíbrio químico
É possível alterar um equilíbrio por meio de algumas ações externas. Tal tipo de ação é chamada perturbação de equilíbrio e a sua consequência é denominada de deslocamento do equilíbrio.
Princípio de Le Chatelier
Em 1884, Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) enunciou uma generalização sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio quando eram perturbados. De acordo com essa generalização:
“Quando se aplica uma força a um sistema em equilíbrio, ele tenta se reajustar, se deslocando de modo a procurar anular a força exercida sobre o sistema.”
Desse modo, sabe-se que um equilíbrio pode ser alterado com mudanças na concentração, na pressão e na temperatura do sistema.
Efeito da concentração
A adição de uma substância seja reagente ou produto em um sistema em equilíbrio favorece o sentido da reação que consumirá essa espécie. Do mesmo modo, se uma substância for retirada do sistema, o sentido da reação que avança é o de formação dessa substância.
Definindo de modo mais direto:
- Aumentando a concentração de um participante, o equilíbrio desloca-se na direção do seu consumo;
- Diminuindo a concentração de um participante, o equilíbrio desloca-se na direção da sua formação.
Efeito da pressão
O aumento da pressão faz com que o equilíbrio se desloque para o lado que ocupe menos espaço (isto é, com menor volume gasoso). Sendo assim, a diminuição da pressão ocorre de maneira inversa se deslocando para o lado que ocupa maior espaço (maior volume gasoso).
Em geral, então, tem-se:
- Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado em que há menor volume gasoso;
- Diminuição da pressão desloca o equilíbrio para o lado em que há maior volume gasoso.
Importante ressaltar que esse tipo de análise só é válida para os equilíbrios em que há componentes em estado gasoso. Substâncias em estado sólido e líquido devem ser ignoradas.
Efeito da temperatura
Em um sistema em equilíbrio, o aumento da temperatura desloca a reação no sentido endotérmico (que absorve calor), enquanto a diminuição da temperatura desloca para o sentido exotérmico (que libera calor).
Observe o exemplo a seguir:
calor + N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) ΔHo = + 57,2 kJ
Analisando essa reação, temos que a reação é endotérmica no seu sentido direto uma vez que apresenta ΔH> 0. A reação inversa, desse modo, é exotérmica.
Experimentalmente, verificou-se que o aumento da temperatura provoca o aumento no valor da constante de equilíbrio para reações endotérmicas no sentido direto e diminuição para as exotérmicas, ou seja, ocorreu o deslocamento do equilíbrio no sentido endotérmico.
Efeito do catalisador
A adição de um catalisador ao sistema faz com que as velocidades das reações inversa e direta aumentem, diminuindo então o tempo necessário para que o equilíbrio seja atingido, mas não alterando a concentração dos componentes.