Equilíbrio químico

Sim, até as reações possuem certo equilíbrio. Se não o tivessem, seria uma loucura.

Afinal, o que é equilíbrio químico? Equilíbrio químico é aquele ponto em que, tanto na reação direta como na inversa, a concentração de quem participa dessa reação não se altera. Em outras palavras, quando a reação direta e a reação inversa ocorrem com velocidades iguais, gerando um equilíbrio dinâmico. 

Este conteúdo, assim como a Cinética Química, pode ser considerado o "capítulo chato" de todo ensino de Química. Isso se dá, especialmente, pelo fato de haver muita matemática envolvida. Mas não é um monstro. Quer ver?

Constante de equilíbrio

Nada melhor do que começar "encostando na ferida". Antes de prosseguirmos, essa parte matemática precisa ser explicada. 

A constante de equilíbrio (Kc) vai ser algo bastante falado conforme vamos vendo o conteúdo. O que é essa constante? Ela é um indicador para sabermos se a concentração de reagentes e produtos são iguais ou diferentes quando o equilíbrio é alcançado.

.Qual a unidade de Kc? Depende. Às vezes, pode ser (mol/L)^2, ou simplesmente mol/L, (mol/L)^-2, ou, ainda, (mol/L)^0, que equivale a uma ausência de unidade.

Outra forma de representar a constante é por Kp. Porém, isso só é usado para gases, nos quais a constante é expressa em função da pressão parcial dos gases. Para trabalhar o equilíbrio químico com gases, é necessário que eles estejam confinados.

Vamos para a representação matemática, que pode ser por gráficos ou equações.  Matematicamente, para Kc e Kp, temos:

Mas de onde vem isso?

E os gráficos? Eles relacionam a concentração dos compostos envolvidos com o tempo da reação. Vamos, primeiro, analisar o gráfico dos reagentes. Sempre começamos com determinada quantidade x de reagentes que, ao longo da reação, formam os produtos. Por isso, no início, a concentração de reagentes é alta e vai diminuindo.

Para os produtos, não é muito diferente. A concentração inicial dos produtos é zero. Assim, conforme a reação ocorre, mais produtos são formados e, portanto, maior sua concentração.

O gráfico de um sistema em equilíbrio depende da constante Kc. Quando Kc é maior que um, isso indica que a concentração dos produtos será maior que a dos reagentes.

Para uma reação com Kc igual a um, a concentração de reagentes e produtos é a mesma quando o equilíbrio é atingido.

Para uma reação com Kc menor que um, a concentração dos reagentes será maior que a dos produtos.

Lembrando que: equilíbrio químico não significa que reagentes e produtos têm a mesma concentração, mas sim que os reagentes se convertem em produtos na mesma velocidade que os produtos se convertem em reagentes e suas concentrações permanecem constantes.

Espontaneidade de reações

O Kc também pode indicar se uma reação é espontânea ou não. Ou seja, se ela ocorre com mais facilidade ou não.

É importante ressaltar que apenas a temperatura altera o valor do Kc. Assim, uma reação mais espontânea é aquela que tende a formar mais produto em uma determinada temperatura. Como exemplo, vamos tomar as reações do dióxido de enxofre com o oxigênio e do nitrogênio com o oxigênio.

Como a constante da primeira reação é maior que a da segunda, dizemos que a reação entre o dióxido de enxofre e o oxigênio é mais espontânea do que a reação do nitrogênio com o oxigênio.

Grau de equilíbrio:

Esse grau de equilíbrio é um número que varia de 0 a 1 e, frequentemente, é expresso em porcentagem. O cálculo é simples:

Esse número, em porcentagem, corresponde ao rendimento da reação.

Deslocamento de equilíbrio

Ninguém gosta de ser incomodado, não é mesmo? Faremos de tudo para "anular" esse incômodo. Foi isso que Le Chatelier disse há muito tempo. Não nessas palavras, mas enfim, vamos ao ponto: o que acabamos de definir foi o Princípio de Le Chatelier: se houver uma perturbação no equilíbrio químico, o sistema terá uma resposta pronta trazer o equilíbrio novamente.

Vamos começar por quais fatores podem perturbar um equilíbrio químico: temperatura, pressão e concentração.

Vamos começar pela concentração. A amônia é feita pelo seguinte processo:

N2 + 3 H2 -----> 2 NH3

A proporção estequiométrica sempre deve ser respeitada. Se aumentarmos a concentração de H2, o equilíbrio será deslocado para a direita (produtos). Com isso temos que, ao aumentar a concentração de um participante, o equilíbrio é deslocado para a direção do seu consumo. E se diminuirmos a concentração de H2? O lado favorecido será o esquerdo. Com isso, temos que a redução da concentração desloca o equilíbrio para a parte responsável pela sua formação.

Um bom jeito de lembrar: com o aumento da concentração, o aumento do consumo será maior, e com a diminuição da concentração, a formação da substância será maior.

Saiba mais: o processo de Haber-Bosh

Quais os efeitos da pressão? Tendo, por exemplo, a reação:

H2 + I2 ------> 2 HI

A proporção dessa reação é 1:1:2. Se aumentarmos a pressão, o equilíbrio será deslocado para o lado com menor volume gasoso. Se diminuirmos a pressão, o equilíbrio será deslocado para o lado com maior volume gasoso.

É bom observar que essas afirmações sobre efeito da pressão são validadas para o equilíbrio de sistemas gasoso. Sólidos e líquidos devem ser desconsiderados.

Saiba mais: e o efeito da pressão em líquidos e sólidos?

Por fim, vamos analisar como a temperatura interfere no equilíbrio. Vamos ter, por exemplo, a reação do tetróxido de nitrogênio para gerar o dióxido de nitrogênio.

Calor + N2O4 ----> 2 NO2 H = + 57,2 kJ

Essa é uma reação endotérmica. Ela precisa de muito calor para acontecer. Se a temperatura aumentar, haverá o deslocamento do equilíbrio para o sentido endotérmico da reação.

Agora, vejamos a reação inversa:

2 NO2 --------> N2O4 + calor H = - 57,2 Kj

Essa é uma reação exotérmica, com uma grande liberação de calor. Assim, quando diminuímos a temperatura, estamos deslocando para o sentido endotérmico da reação.

E o catalisador? 

Não é uma boa jogada colocar o catalisador. Ele vai acelerar tanto a reação direta como a reação inversa. Para o equilíbrio, isso é como fazer 1 - 1 = 0. Não leva a nada. Porém, não se engane: o catalizador faz com que um sistema chegue mais rapidamente ao equilíbrio químico. Contudo, ele não é capaz de alteá-lo.

Resumindo...

Texto por: Giovana Bagnara Luisi
Estudante de Química

Referências:

(TITO), Francisco Miragaia Peruzzo; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 760 p. 

SCARPELLINI, Carminella; ANDREATTA, Vinícius Barbosa. Manual compacto de Química: Ensino Médio. São Paulo: Editora Rideel, 2011. 448 p.

Crédito das imagens:

https://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2011/01/constante-equilibrio3.jpg

https://static.mundoeducacao.uol.com.br/mundoeducacao/conteudo/calculo-para-o-acido-sulfuroso.jpg