EQUILÍBRIO QUÍMICO

(EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS)

1) Conceito de EQUILÍBRIO QUÍMICO

Chama-se reação reversível aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos.  Essas reações são muito freqüentes na Química; por exemplo:

Nestes exemplos, ocorrem simultaneamente a reação da esquerda para a direita (chamada Reação Direta [1]) e da direita para esquerda (chamada Reação Inversa [2].

No exemplo–3, em particular, podemos visualizar as duas reações; todos os gases são incolores, exceto o NO₂ que é vermelho-castanho.  Pois bem, misturando-se CO e NO₂, num recipiente de vidro, a 200ºC, visualizamos o andamento da reação direta pela gradativa diminuição da cor castanha do NO₂; vice-versa, misturando-se CO₂ e NO, visualizamos o andamento da reação inversa pela gradativa formação da cor castanha do NO₂.  

Dizemos que uma reação reversível atinge um equilíbrio químico quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. É importante lembrar que toda reação reversível fatalmente chegará a um equilíbrio, embora, possa demorar um tempo maior ou menor.

Vamos considerar a equação genérica:

Sabemos que a velocidade da reação direta é dada por:

A fórmula mostra que a velocidade diminui com o passar do tempo, pois, a reação direta consome os reagentes A e B, suas concentrações [A] e [B] vão diminuindo, diminuindo então v₁.

Sabemos que a velocidade da reação inversa é dada por:

À medida que a reação direta se processa (=”caminha”), formam-se quantidades cada vez maiores de C e D, aumentando [C] e [D] e, portanto, aumentando v₂.

Lembrando agora que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente, é fácil concluir que, diminuindo v₁ e aumentando v₂, com o passar do tempo, ao fim de um tempo t, as duas velocidades serão iguais (v₁ = v₂), e a reação terá atingido o estado de equilíbrio químico.

           

Graficamente, temos:

A partir do instante em que o sistema atinge o estado de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação observável. No entanto, as reações direta e inversa continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações molares das substâncias participantes permaneçam constantes; cada transformação de moléculas reagentes em produtos é compensada por uma transformação de moléculas produtos em reagentes.

2) CONSTANTES DE EQUILÍBRIO

Sejam Kc e Kp constantes de equilíbrio, sendo Kc = constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações molares, à temperatura θ; e Kp = constante de equilíbrio expressa em termos das pressões parciais, à temperatura θ, numa reação gasosa.

Genericamente: Reação Reversível Homogênea (temperatura θ)  

Kc = constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações molares, à temperatura θ:

Kp = constante de equilíbrio expressa em termos das pressões parciais, à temperatura θ, numa reação gasosa:

Nota: sendo Kp e Kc as constantes de equilíbrio, à temperatura absoluta T, de uma reação reversível em fase gasosa, advém da aplicação da equação da equação de Clapeyron que:

3) DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

            Princípio de Le Châtelier: “a variação de um fator que tem influência no estado de equilíbrio de um sistema reversível, acarreta um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que tende a se opor à variação imposta”.

            3.1) Variação da concentração: um sistema reversível em equilíbrio, aumentando (diminuindo) a concentração de um constituinte do sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação de conversão (formação) deste constituinte.

            3.2) Variação da temperatura: em um sistema reversível em equilíbrio, aumentando (diminuindo) a temperatura do sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação endotérmica (exotérmica).

            3.3) Variação da pressão: em um sistema reversível em equilíbrio, aumentando (diminuindo) a pressão do sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação de contração (expansão) de volume gasoso.