Equilíbrio químico: o que é, fatores que influenciam e cálculos

As reações de equilíbrio são aquelas onde os reagentes possuem a capacidade de se converterem em produtos e vice-versa. Dizemos que uma equação atingiu seu equilíbrio químico quando as velocidades, direta e inversa, se tornam similares, levando à estabilidade nas concentração das substâncias químicas presentes.

Nesta publicação, você verá o que são os equilíbrios químicos e as condições para que aconteçam, a diversidade de gráficos das reações de equilíbrio, os tipos e as constantes. Vamos lá? ⚗️

O que é equilíbrio químico?

O equilíbrio químico é um fenômeno que ocorre nas reações reversíveis, entre os reagentes e os produtos. Sua identificação ocorre por meio da igualdade nas velocidades das reações direta e inversa, uma vez que há taxas iguais de formação e consumo entre as espécies envolvidas na reação química.

Variações nas concentrações das espécies, na temperatura e na pressão podem influenciar o equilíbrio químico. E, para indicar uma reação de equilíbrio, são utilizadas duas setas em direções opostas, entre os reagentes e os produtos:

A + B ⇄ C + D

O conceito de reação reversível

Uma reação reversível é um tipo de reação química na qual os reagentes podem se combinar para formar produtos, mas os produtos também têm a capacidade de reagir e formar novamente os reagentes originais.

Em outras palavras, a transformação de reagentes em produtos e a conversão de produtos de volta em reagentes ocorrem simultaneamente, ou seja, seu processo é dinâmico.

Durante uma reação reversível, as velocidades da reação direta (de reagentes para produtos) e da reação inversa (de produtos para reagentes) são equilibradas. Isso resulta em uma situação em que as concentrações dos reagentes e produtos não mudam ao longo do tempo, indicando que a reação está em equilíbrio dinâmico.

Um exemplo clássico de uma reação química reversível é a formação de ácido acético (CH₃COOH) a partir do dióxido de carbono (CO₂) e água (H₂O):

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ ⇄ HCO₃^- + H⁺

Nesta equação, o CO₂ e a H₂O reagem para formar o ácido carbônico (H₂CO₃). No entanto, o ácido carbônico também pode se dissociar e formar íons bicarbonato (HCO₃^-) e íons hidrogênio (H⁺). Esta reação é reversível, indicando que os íons HCO₃^- e H⁺ podem se combinar novamente para formar o ácido carbônico, e o ácido carbônico pode se decompor novamente em CO₂ e H₂O.

Condições para a ocorrência de equilíbrio químico

Para ocorrer o equilíbrio químico em uma reação reversível, é preciso atender algumas condições, como:

1. Reação reversível: a reação deve ser reversível, o que significa que os reagentes podem se transformar em produtos e, ao mesmo tempo, os produtos podem se transformar novamente nos reagentes.
2. Sistema fechado: o que implica que não há troca de reagentes ou produtos com o ambiente externo. Isso é importante para manter as condições constantes durante o processo.
3. Constante de equilíbrio: a constante de equilíbrio (K_c ou K_p) deve ser constante para uma dada temperatura. Essa constante expressa a relação entre as concentrações (ou pressões) dos produtos e reagentes no estado de equilíbrio.
4. Velocidades de reação iguais: as velocidades das reações direta e inversa devem ser iguais no estado de equilíbrio, o que significa que a taxa de formação dos produtos é igual à taxa de formação dos reagentes.
5. Sistema isotérmico: para equilíbrios em fase gasosa, a temperatura deve ser constante (isotérmica) durante o processo. Mudanças na temperatura podem afetar a constante de equilíbrio e deslocar o equilíbrio.
6. Concentração inicial dos reagentes: a reação deve começar com reagentes presentes em concentrações significativas. Em condições de equilíbrio, a relação entre as concentrações dos produtos e dos reagentes é governada pela constante de equilíbrio.
7. Pressão e concentração constantes: para sistemas gasosos, a pressão deve ser constante, e para sistemas em solução, a concentração deve ser constante durante o estabelecimento do equilíbrio.

Ao atender a essas condições, um sistema químico atinge o estado de equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos permanecem relativamente constantes ao longo do tempo, e as velocidades das reações direta e inversa são iguais.

❗ Alterações nas condições podem deslocar o equilíbrio para favorecer a formação de produtos ou reagentes, de acordo com o Princípio de Le Chatelier.

Gráficos do equilíbrio químico

Ao falar de equilíbrio, um dos pontos importantes são as velocidades das reações direta e inversa. Na reação direta, à medida em que os reagentes são consumidos, sua velocidade diminui com o tempo. Já na reação inversa, sua velocidade aumenta com o tempo, pois tem-se o aumento da formação de produtos. Assim como ilustrado no gráfico abaixo:

Ao olhar para os gráficos em função das concentrações dos participantes, em uma reação reversível quando atinge o estado de equilíbrio químico, há três cenários possíveis:

1. Assim que a reação atinge o equilíbrio e há uma concentração de reagentes maior do que a de produtos:

2. No momento em que a reação atinge o equilíbrio e há uma concentração de produtos maior do que a de reagentes:

3. Quando a reação atinge o equilíbrio e as concentrações de produtos e reagentes são iguais:

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Tipos de equilíbrio químico

Existem diferentes tipos de equilíbrio químico, cada um com suas próprias características. Em seguida, veja alguns aspectos dos equilíbrios químicos em sistemas homogêneos, heterogêneos e gasosos.

Sistemas homogêneos

Nos sistemas homogêneos, os produtos e os reagentes possuem fases iguais. Por exemplo, em uma reação em solução aquosa, como na ionização de um ácido em água, onde íons e moléculas coexistem na fase líquida.

Sistemas heterogêneos

Nos sistemas heterogêneos, as fases dos produtos e dos reagentes são diferentes, como na decomposição térmica de carbonato de cálcio em óxido de cálcio e dióxido de carbono, onde os sólidos estão em equilíbrio com os gases.

Sistemas gasosos

Quando falamos dos sistemas gasosos no equilíbrio, uma das variáveis importantes para não se esquecer é a pressão. Nesse sistema, os produtos e os reagentes também se encontram na mesma fase, assim como nos sistemas homogêneos.

Um exemplo deste sistema é a reação que ocorre entre o nitrogênio e o hidrogênio para formar a amônia, tendo como influência para a posição de equilíbrio, a pressão parcial.

Exemplos de equilíbrios químicos

No dia a dia, temos vários exemplos de equilíbrios químicos. A seguir, conheça alguns deles e o modo de calcular suas constantes de equilíbrio, tanto de concentrações quanto de pressões parciais.

Constantes de equilíbrio (K)

Quando uma reação química atinge o estado de equilíbrio, utiliza-se um parâmetro fundamental da termodinâmica chamado de constante de equilíbrio (K). Podendo ser K_c, a constante de equilíbrio em termos de concentrações, ou o K_p, a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais.

Constante de equilíbrio em função da concentração (Kc)

Esta constante descreve a relação existente entre as concentrações dos reagentes e dos produtos em uma reação. De forma generalizada, para uma equação do tipo

n Reagente ⇄ m Produto

A expressão da constante de equilíbrio é:

A magnitude de K indica a posição do equilíbrio e se a formação de produtos ou reagentes é favorecida. Se K > 1, a formação de produtos é favorecida, enquanto se K < 1, a reação favorece a formação dos reagentes. E se K ≈ 1, os reagentes e os produtos estarão presentes em concentrações semelhantes ao equilíbrio.

Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (K_p)

A constante de equilíbrio K_p deriva da constante de equilíbrio K_c. É uma medida quantitativa da posição do equilíbrio em reações químicas que envolvem gases e sua expressão matemática é definida através das pressões parciais dos reagentes e produtos elevadas a seus coeficientes estequiométricos na equação química balanceada.

Considerando uma equação química hipotética:

aA + bB ⇄ cC + dD

A fórmula geral de K_p será:

Relação entre K_p e K_c

Uma das relações de destaque entre as duas constantes de equilíbrio é a forma como as concentrações dos reagentes e produtos são expressas nos sistemas em equilíbrio.

O K_c representa a constante de equilíbrio em termos das concentrações molares em solução aquosa, enquanto o K_p é a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais para sistemas gasosos.

A fórmula matemática utilizada para a transição entre K_c e K_p é:

Onde:

• R é a constante dos gases ideais;
• T é a temperatura em kelvins;
• ∆n é a mudança no número de moles de gás entre os produtos e os reagentes, considerando a soma dos coeficientes estequiométricos dos produtos menos a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes.

A relação entre as constantes destaca como as unidades de medida afetam a constante de equilíbrio. Quando balanceada a equação química de uma forma que o número total de moles de gás não altera durante a reação, então ∆n = 0 e assim o K_p será igual ao K_c. E caso possua uma mudança no número total de moles de gás, K_p e K_c serão diferentes.

A compreensão dessa relação é essencial para analisar equilíbrios químicos envolvendo gases e expressar corretamente as constantes de equilíbrio em diferentes unidades.

Constante do produto de solubilidade (K_ps)

É a medida termodinâmica que descreve a solubilidade de um composto iônico em água. O K_ps é utilizado em substâncias que se dissolvem em água para formar íons, e é particularmente relevante para sais pouco solúveis, ou seja, é a constante de equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada, no equilíbrio.

Para encontrar o K_ps, é utilizada a multiplicação das concentrações dos íons presentes no equilíbrio, sendo que cada íon será elevado a partir de seu coeficiente na equação. Dessa forma, considerando um sal genérico MX_n que irá dissociar em M^m+ e X^n- em solução, tendo sua equação expressa por:

MX_n ⇄ aM^m+ + bX^n-

Então, a constante do produto de solubilidade será expressa como:

O tamanho do ​K_ps fornece informações sobre a solubilidade relativa do sal em água. Se o K_ps for grande, indica que o sal é mais solúvel, enquanto um valor pequeno sugere que o sal tem baixa solubilidade.

Quando a concentração dos íons na solução atinge o valor de ​K_ps, a solução está saturada, indicando que o sistema está no equilíbrio entre a dissolução e a precipitação do sal.

Constante de ionização (K_i)

Quando generalizadas as constantes de equilíbrio iônico homogêneo, temos a constante de ionização (K_i). Assim, para um eletrólito genérico onde o C é o cátion e o A é o ânion, temos que:

CA_aq ⇄ C⁺_(aq) + A^-_(aq)

Então, o cálculo da constante de ionização ocorre a partir da seguinte equação:

Ao dissolver o eletrólito CA em água, onde a concentração molar é indicada por M, uma fração α, conhecida como grau de ionização, passará a existir na forma de íons. Essa porcentagem representa a proporção dos componentes do eletrólito que se dissociaram em íons na solução aquosa. Então, substituindo na equação acima, encontra-se:

Resumindo, esta relação é chamada de Lei de Ostwald. E para a realização do cálculo, deve-se considerar os seguintes dados:

Importante lembrar: [Íons]_eq = M . α

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A relação entre pH e o equilíbrio químico

O pH (potencial hidrogeniônico) e o equilíbrio químico estão intimamente relacionados, especialmente em sistemas aquosos envolvendo ácidos e bases. O pH é uma medida que expressa a acidez ou basicidade de uma solução, e determina-se seu valor pela concentração de íons de hidrogênio (H⁺) presentes na solução.

Em sistemas ácido-base, o equilíbrio químico está associado à ionização de ácidos ou bases. Considere a ionização do ácido acético (​CH₃COOH) como exemplo:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺

Quando esse ácido está em solução, ele alcança um equilíbrio entre a molécula de ácido acético e os íons acetato (CH₃COO^-) e hidrogênio (H⁺). O pH da solução tem relação direta com a concentração de íons de hidrogênio ([H⁺]).

Quanto maior a concentração de H⁺, menor será o pH, indicando uma solução mais ácida. Por outro lado, menor concentração de H⁺ resulta em um pH mais elevado, indicando uma solução mais básica.

🧫 O pH é uma ferramenta útil para descrever e monitorar os equilíbrios ácido-base em soluções aquosas.

Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier)

Leia a frase:

“Quando se perturba um sistema em equilíbrio, a natureza age contrariamente à perturbação imposta, no sentido de minimizá-la ou anulá-la.”

Ou seja, se um sistema em equilíbrio é submetido a uma alteração externa, ele ajustará suas condições para contrabalancear essa mudança e restaurar um novo estado de equilíbrio.

As três principais alterações externas que o princípio de Le Chatelier cita são: alteração das concentrações, temperatura e pressão. Vamos entender o que cada uma significa!

Alteração nas concentrações:

Se a concentração de um reagente ou produto for alterada, o equilíbrio se deslocará na direção que minimiza essa mudança. Por exemplo, se mais reagentes forem adicionados, o equilíbrio se deslocará para a formação de mais produtos, e vice-versa.

Alteração na temperatura:

Mudanças de temperatura também influenciam o equilíbrio. Ao aumentar a temperatura de um sistema em equilíbrio, observa-se que a resposta natural é agir em oposição à perturbação, levando ao resfriamento do sistema. Mas, para que ocorra esse resfriamento, o equilíbrio precisa ser deslocado na direção endotérmica.

Da mesma forma, ao reduzir a temperatura, a natureza reage de forma contrária à perturbação, resultando no aquecimento do sistema. No entanto, para que esse aquecimento ocorra, é necessário que o equilíbrio seja deslocado no sentido exotérmico.

Alteração na pressão:

Pode ocorrer de duas maneiras diferentes quando há a alteração de pressão, uma delas é quando a pressão total varia, alterando apenas uma das pressões parciais presentes na reação. Nesse caso, o deslocamento do equilíbrio ocorre como na alteração nas concentrações.

E a outra forma é quando se tem a variação de volume em reações gasosas: se a pressão for aumentada, o equilíbrio se deslocará para o lado com menos moles de gás. Se for reduzida, o equilíbrio se deslocará para o lado com mais moles de gás.

Fórmulas do equilíbrio químico

A seguir, estão as principais fórmulas do equilíbrio químico, que são importantes para lembrar durante a resolução de problemas.

Resumo: equilíbrio químico

• Equilíbrios químicos são estados em que as taxas das reações direta e inversas são iguais, resultando em concentrações constantes de reagentes e produtos ao longo do tempo.
• Equilíbrios ocorrem em reações reversíveis, onde as substâncias podem ser convertidas umas nas outras.
• A posição do equilíbrio sofre influência de fatores como concentração, temperatura e pressão.

Como o equilíbrio químico cai no Enem e vestibulares

Nos vestibulares, os equilíbrios químicos estão geralmente entre o top 6 conteúdos que mais aparecem em provas. De modo geral, podem aparecer questões sobre a constante de equilíbrio, deslocamento do equilíbrio, equilíbrio de solubilidade e o mais comum de se encontrar é sobre pH.

Agora, quando falamos sobre o Enem, questões sobre o deslocamento do equilíbrio e equilíbrio iônico (principalmente da água) costumam aparecer. Veja abaixo alguns exemplos de questões.

Exemplo 1

(Fuvest 2022) O hidróxido de alumínio (Al(OH)₃), ao precipitar em solução aquosa, forma um sólido gelatinoso que pode ser usado como agente floculante no tratamento de água. Essa precipitação pode ocorrer pela adição de um hidróxido solúvel a uma solução aquosa ácida contendo um sal de alumínio solúvel, como o AlCl₃. Entretanto, adicionando-se excesso de hidróxido ao meio, há a formação de íons Al(OH)^-₄, espécie solúvel em água, e o precipitado se solubiliza novamente. Dessa forma, dependendo do pH do meio, uma dentre as espécies Al(OH)^-₄, (Al(OH)₃) e Al³⁺_(aq) estará presente na solução em quantidade maior que as demais, como exemplificado no esquema.

A alternativa que mostra corretamente qual das espécies estará em quantidade maior que as duas outras em cada faixa de pH é:

Resposta: [E]
Quando olhamos para o menor pH entre 4 e 5, temos uma solução ácida. A espécie predominante será: Al³⁺_(aq).

AlCl_3(aq) + 3H⁺ ⇄ Al³⁺_(aq) + 3HCl_(aq)

Ao adicionar um hidróxido solúvel (MOH) em uma solução aquosa ácida contendo AlCl₃, o pH fica entre 6 e 7, predominando a espécie: Al(OH)_3(s).

3 M(OH)_(aq) + AlCl_3(aq) ⇄ Al(OH)_3(s) + 3 MCl_(aq), há o deslocamento para a direita.

E quando temos uma solução básica, com o maior valor de pH entre 8 e 9, a espécie predominante será: Al(OH)^-₄.

Al(OH)_3(s) + OH^-_(aq) ⇄ Al(OH)^-₄ , há o excesso de hidróxido, ou seja, aumenta sua concentração.

Exemplo 2

(Enem 2020) Para garantir que produtos eletrônicos estejam armazenados de forma adequada antes da venda, algumas empresas utilizam cartões indicadores de umidade nas embalagens desses produtos. Alguns desses cartões contêm um sal de cobalto que muda de cor em presença de água, de acordo com a equação química:

CoCl_2(s) + 6 H₂O_(g) ⇄ CoCl₂ . 6 H₂O_(s)       ∆H < 0

(azul)                                (rosa)

Como você procederia para reutilizar, num curto intervalo de tempo, um cartão que já estivesse com a coloração rosa?

a) Resfriaria no congelador.

b) Borrifaria com spray de água.

c) Envolveria com papel alumínio.

d) Aqueceria com secador de cabelos.

e) Embrulharia em guardanapo de papel. 

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