Equilíbrios Químicos

Equilíbrios Químicos
Conceitos Gerais:
o Objetivo: saber que a reação caminha somente até certo ponto,
determinar esse ponto e seus fatores determinantes e conhecer as
maneiras de alterar o fenômeno;
o Muitas reações químicas se processam até atingir um equilíbrio num
certo ponto (ou seja, até se estabilizarem);
o Reação reversível: Reação que se processa simultaneamente nos dois
sentidos. Usa-se o símbolo ; A reação que vai da esquerda para a
direita é chamada de reação direta, e a que caminha no sentido contrário,
reação inversa.
o Equilíbrio químico: Uma reação atinge o equilíbrio (ou seja, pára)
quando a velocidade da reação direta e da inversa se igualam. Toda
reação reversível chega a um equilíbrio, ou seja, uma reação reversível
nunca será completa.
o Exemplo: A + C  C + D. Velocidade da reação direta: vi = k1[A][B].
Essa velocidade é máxima no início da reação, mas com o tempo vai
diminuindo, pois os reagentes vão sendo consumidos. A velocidade da
reação inversa (v2 = k2[C][D]), ao contrário, é nula no início da reação,
visto que C e D ainda não foram formados nesse tempo; essa velocidade
vai crescendo a medida em que C e D vão sendo formados.
o Após um certo tempo (marcado com um traço), as duas velocidades se
igualam, dizemos que foi atingido o equilíbrio químico;
o A partir desse instante, as reações continuam se processando, por isso
dizemos que há equilíbrio dinâmico;
o As quantidades de moléculas gastas na reação direta são refeitas pela
reação inversa, e vice-versa; desse modo as quantidades de A, B, C e D
permanecem inalteradas indefinidamente (desde que não mudem as
condições do sistema – p.ex. aumento de pressão ou temperatura); por
isso, o equilíbrio é denominado também estado estacionário;
o Para medir o equilíbrio existem duas grandezas importantes: o grau de
equilíbrio e a constante de equilíbrio.
Grau de Equilíbrio
o Chama-se grau de equilíbrio (α) de uma reação, em relação a um
determinado reagente, o quociente entre a quantidade de mols desse
reagente que realmente reagem até o equilíbrio e a quantidade inicial de
mols desse mesmo reagente que foi posta em reação. Traduzindo: α =
(quantidade de mols que reage)/(quantidade inicial de mols)
o Exemplo: Suponha que na reação A + B  C + D haja, de início, 100
mols de A. Se, ao chegarmos ao equilíbrio, ainda houver 20 mols de A
sem reagir, isso indica que reagiram 80 mols de A; portanto, o grau de
equilíbrio em relação a A é: α = 80/100; α = 0,8. É comum expressar α
em porcentagem. Assim, teríamos α = 80%. α está compreendido entre 0
e 1 ou 0% e 100%;
o Quanto maior for α, mais terá caminhado a reação até chegar ao
equilíbrio, ou seja, no equilíbrio teremos pouca quantidade dos reagentes
A e B e grande quantidade dos produtos C e D (é uma reação de alto
rendimento). Ao contrário, se α for próximo de 0, indica que a reação
nem bem começou e já atingiu o equilíbrio (reação de baixo rendimento).
Constante de Equilíbrio
o Vimos anteriormente que, dada a reação A + B  C + D, temos
• Para a reação direta: v1 = k1[A][B];
• Para a reação inversa: v2 = k2[C][D];
Como, no equilíbrio, temos v1 = v2, teremos k1[A][B] = k2[C][D], ou:
k1 = [C][D]
k2
[A][B]
Considerando que k1 e k2 são constantes, podemos concluir que o
quociente k1/k2 também é constante. A ele chamamos de Constante de
Equilíbrio e representamos por Kc, constante de equilíbrio em termos de
concentrações molares, já que [A], [B], [C] e [D] representam as
molaridades das substâncias envolvidas.
o Para sistemas GASOSOS em equilíbrio químico, alem de Kc, podemos
trabalhar com a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
(Kp);
o As expressões de Kc e Kp valem somente para – no caso de Kc, líquidos e
gases, e – em Kp, apenas gases.