Equilíbrio químico

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

K_c = [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 K_c. 

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 K_c  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 

K_p = (P_C)^c . (P_D)^d/ (P_A)^a . (P_B)^b

Para o cálculo dessa constante, só entram os componentes em estado gasoso.

Desse modo, pode-se concluir que o K_P 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, K_p, possui uma relação com K_c expressa pela seguinte reação:

K_p = K_c . (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;
• K_p constante de equilíbrio em função das pressões parciais;
• K_c 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)             ΔH^o = + 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.