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Equilíbrio Químico

Equilíbrio químico é o estudo do comportamento e das características de reações reversíveis, ou seja, daquelas que apresentam velocidade igual para reações diretas e inversas.

Estalactites e estalagmites são produtos de reações de equilíbrio químico.
Estalactites e estalagmites são produtos de reações de equilíbrio químico.
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Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os produtos transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a mesma velocidade.


Equação que representa uma reação que possui equilíbrio químico.

Tópicos deste artigo


1- Resumo de equilíbrio químico

  • Velocidade da reação direta é sempre igual à da inversa.

  • Graficamente, é detectado quando as curvas passam a ser constantes em relação ao eixo y.

  • Podem ter participantes gasosos, líquidos, aquosos ou sólidos.

  • Pode ser calculado em relação à concentração (mol/L), à pressão parcial ou ao número de íons.

  • De acordo com o estudo da quantidade de cátions hidrônio e hidróxido, os meios podem ser classificados em ácidos, básicos ou neutros.

  • Quando envolve a dissolução de um sal em água, a constante de equilíbrio passa a envolver a hidrólise salina.

  • Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-se uma solução-tampão.

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2- Introdução sobre equilíbrio químico

Toda reação química possui uma velocidade. No caso das reações reversíveis, a reação direta tem a sua, enquanto a indireta tem a dela. O processo só entrará em equilíbrio químico quando as duas velocidades tornarem-se absolutamente iguais.

Representação das velocidades das reações de um processo reversível.
Representação das velocidades das reações de um processo reversível.


3- Condições para ocorrência de um equilíbrio químico

Conforme exposto, um equilíbrio químico só ocorrerá:

  • Se a reação for reversível;

  • Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa;

  • Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no caso de gases).

Mapa mental: Equilíbrio químico

*Para baixar o mapa mental em PDF, clique aqui!


4- Gráfico de equilíbrio químico

O gráfico de equilíbrio químico apresenta sempre as mesmas variáveis: tempo, no eixo x, e concentração em mol/L, no eixo y. Qualquer curva descendente pertence a um reagente, e qualquer curva ascendente pertence a um produto.

Variáveis de um gráfico de equilíbrio químico.

Identificamos uma situação de equilíbrio quando as curvas presentes no gráfico tornam-se horizontais em relação ao eixo da concentração.

Situação de equilíbrio em um gráfico.


5- Exemplos de equilíbrios químicos

Abaixo, seguem exemplos de equilíbrios químicos:

Exemplo 1: Equilíbrio gasoso.

Exemplo 2: Equilíbrio com participante sólido.

Exemplo 3: Equilíbrio com participante dissolvido em água (meio aquoso).

Exemplo 4: Equilíbrio com participante líquido.

6- Constante de equilíbrio químico em termos de concentração

Constante de equilíbrio em termos de concentração (mol/L) ou simplesmente Kc é a relação estabelecida entre as concentrações molares de produtos e de reagentes presentes em uma reação elevadas aos seus respectivos expoentes.

Observe o seguinte equilíbrio:

O Kc desse equilíbrio terá no numerador a multiplicação entre as concentrações dos produtos (C e D). No denominador, teremos a multiplicação entre as concentrações dos reagentes (A e B). Todos as concentrações deverão ser elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos (a, b, c, d).

Agora, observe o equilíbrio com participantes gasosos abaixo:

A expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação será:

Expressão do Kc do equilíbrio.
Expressão do Kc do equilíbrio.

Obs.: os participantes no estado sólido são sempre constantes, por isso, não participam da expressão do Kc.

Como o Al2O3 e o Al são sólidos, não entrarão na expressão do Kc. Em suas posições, colocamos o número 1.

Exemplo: Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em equilíbrio com 2,0 mols/ L de NO2, segundo a reação abaixo:

A constante de equilíbrio (Kc) desse equilíbrio, nas condições da experiência, será numericamente igual a:

a) 0,125

b) 0,25

c) 1

d) 4

e) 8

Para fazermos os cálculos, colocamos os valores das concentrações de cada um dos participantes na expressão do Kc:

Kc = [NO2]2
       [N2O4]

Kc = (2)2
        0,5   

Kc = 8 mol/L

Resposta: Letra e


7- Constante de equilíbrio químico em termos de pressão

A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é representada pela sigla Kp e é determinada quando pelo menos um dos componentes do equilíbrio, seja ele reagente ou produto, está no estado gasoso.

Equação de reação com componente gasoso.
Equação de reação com componente gasoso.

Para expressar a constante Kp desse equilíbrio, seguimos o mesmo princípio da determinação do Kc, ou seja, produtos no numerador e reagentes no denominador.

Expressão do Kp do equilíbrio gasoso.
Expressão do Kp do equilíbrio gasoso.

O cálculo da expressão do equilíbrio Kp segue como realizado anteriormente com o Kc. A única diferença é que utilizamos as pressões parciais dos participantes em vez de usarmos a concentração em mol/L.


8- Grau de equilíbrio

Representado pela sigla α, o grau de equilíbrio indica a quantidade, em porcentagem (%), de matéria do reagente que reagiu durante a reação. Para calculá-lo, devemos utilizar a seguinte expressão:

O resultado do grau de equilíbrio deve ser sempre multiplicado por 100 para que seja transformado em porcentagem.

Exemplo: Aqueceram-se 2 mol de PCℓ5 em um recipiente fechado com capacidade de 2 L. Atingindo o equilíbrio, o PCℓ5 estava 40% dissociado em PCℓ3 e Cℓ2. Calcule a constante de equilíbrio.

A equação que representa o equilíbrio é:

O enunciado indica que foram adicionados 2 mol de PCl5 em um recipiente de 2L. Logo, sua concentração é de 1 mol/L.

Se, inicialmente, havia 1 mol/L, e 40% (0,4) dele foi dissociado:

α = Concentração que reagiu
        Concentração inicial

0,4 = Concentração que reagiu
                        1             

Concentração que reagiu = 0,4 mol/L

De acordo com a equação, a estequiometria dela é de 1:1:1. Logo, o que reage é o que forma no produto. Assim, foram formados 0,4 mol/L de PCl3 e 0,4 mol/L Cl2. Com relação ao PCl5 é diferente: no início tínhamos 1 mol/L e reagiu 0,4 mol/L. Logo, sobraram 0,6 mol/L.

Por fim, basta utilizarmos os valores para realizar o cálculo do Kc:

Kc = [PCl3].[Cl2]
           [PCl5]   

Kc = 0,4 . 0,4
           0,6  

Kc = 0,26 mol/L (aproximadamente)


9- Constante de ionização

A constante de ionização (representada pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação estabelecida entre eletrólito (ácido ou base) dissolvido em água e os íons liberados.

Quando um ácido (HX) é dissolvido em água, sofre ionização, produzindo o cátion hidrônio (H+) e um ânion (X-) qualquer:

Equação representando a ionização de um ácido.
Equação representando a ionização de um ácido.

A expressão do Ki para esse ácido é:

Expressão do Ki para o ácido.
Expressão do Ki para o ácido.

Obs.: quanto maior for o valor da constante, mais forte ele é.


10- Constante do produto de solubilidade

Essa constante, representada por Kps ou Ks, está relacionada com a dissolução de sais muito pouco solúveis em água. Quando um sal (YX) de baixa solubilidade está em água, uma pequena parte dele dissolve-se, dissociando-se. Forma-se, então, um equilíbrio químico entre os íons liberados e os cristais do eletrólito (sal).

Para determinar a expressão do Kps, utiliza-se apenas o produto da concentração em mol/L dos íons (cátion Y+ e ânion X-), já que a maior parte do eletrólito está no estado sólido, o qual não participa de uma constante.

Exemplo: O produto de solubilidade (Kps) do Pb(OH)2 é dado pela expressão:

a) Kps = [Pb2+][OH]2

b) Kps = [Pb2+]2 [OH]

c) Kps = [Pb(OH)2]

d) Kps = [Pb2+] + [OH]2

e) Kps = [Pb2+] / [OH]

Quando a base Pb(OH)2 é adicionada em água, forma-se o seguinte equilíbrio de dissolução:

Os íons liberados são o chumbo II (Pb+2) e o hidróxido (OH-). Na expressão do Kps, o cátion será elevado a um, por apresentar apenas uma unidade na fórmula, e o ânion será elevado ao quadrado, por apresentar duas unidades na fórmula.

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Resposta: Letra c

Veja também: Como são formadas estalactites e estalagmites


11- Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier)

De acordo com o princípio de Le Chatelier, existem três variáveis que podem perturbar um equilíbrio: temperatura, pressão e concentração. Sempre que um equilíbrio for perturbado, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação de equilíbrio.

Concentração

Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado dele.

Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário.

Temperatura

Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico.

Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico.

Obs.: desses fatores, a temperatura é o único fator que modifica a constante de equilíbrio (Kc).

Pressão

Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor volume.

Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior volume.

Exemplo: Observe o seguinte equilíbrio químico:

Sobre esse equilíbrio químico, são formuladas as proposições abaixo:

I. A constante de equilíbrio pode ser designada por constante de ionização de ácido.

II. Quanto maior for a constante de equilíbrio, mais forte será o eletrólito.

III. O equilíbrio pode ser deslocado pela adição de uma base.

IV. A constante de equilíbrio independe da temperatura.

São afirmações corretas apenas:

a) I e II

b) I e III

c) I e IV

d) I, II e III

e) II, III e IV

I- Verdadeira, porque é um equilíbrio de um ácido.

II- Verdadeira, porque quanto maior a constante de equilíbrio, maior a força;

III- Verdadeira, pois a hidroxila da base tem afinidade com H+ do ácido, o que alteraria a concentração de H+ no equilíbrio.

IV- Falsa, porque a constante de equilíbrio depende da temperatura.


12- Casos particulares

Relação entre equilíbrio iônico da água e pH das soluções

A água é uma substância que sofre autoionização, ou seja, ela produz cátion hidrônio (H+) e ânion hidróxido (OH-), porém a quantidade de íons formada é muito pequena, formando o equilíbrio químico abaixo:


Equação representando a autoionização da água

Assim, sempre que tivermos uma solução aquosa, teremos o equilíbrio iônico da água. A constante de ionização da água, representada por Kw, é dada pela seguinte expressão:

Obs.: a água não aparece na expressão por ser uma constante na sua equação.

De acordo com dados experimentais, sabe-se que, em temperatura ambiente, a concentração dos íons hidrônio e hidróxido produzidos pela água é igual a 10-7 mol/L. A presença de uma substância (dissolvida) na água pode modificar a quantidade de íons hidrônio e hidróxido.

Como a grande maioria das substâncias utilizada no nosso dia a dia está dissolvida na água (soluções aquosas), a quantidade de cátions hidrônio e ânions hidróxido passou a ser uma referência para determinar a característica de um meio. Logo:

  • Meio ácido ou de pH menor que 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é maior que a de hidróxido.

  • Meio básico ou de pH maior que 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é menor que a de hidróxido.

  • Meio neutro ou de pH igual a 7: trata-se de um equilíbrio químico em que a concentração de hidrônio é igual à de hidróxido.

Veja também: Indicadores de pH

Equilíbrio químico e hidrólise salina

Quando um sal é dissolvido em água, além do equilíbrio de ionização da água, passamos a ter o equilíbrio de dissociação do sal (YW libera um cátion diferente de hidrônio e um ânion diferente de hidróxido). Logo, no meio, temos dois cátions e dois ânions.

A hidrólise ocorre quando pelo menos um dos íons provenientes da água interage com um dos íons do sal (cátion com ânion), formando ácido ou base. Porém, isso só ocorre se o eletrólito (ácido ou base) a ser formado for de natureza fraca.

Veja também: Força dos ácidos

Exemplo: Em uma determinada solução aquosa de NaCl, é verificado pH = 7. Isso se deve ao fato de:

a) ocorrer apenas hidrólise do cátion Na+.

b) ocorrer apenas hidrólise do ânion Cl.

c) não ocorrer hidrólise, porque o NaOH e HCl são eletrólitos fortes.

d) ocorrer hidrólise do cátion e do ânion.

e) NaOH e HCl serem eletrólitos fracos

O NaCl, ao se dissolver na água, libera o cátion sódio (Na+), que é proveniente de eletrólito forte (por pertencer à família IA da tabela periódica), e o ânion cloreto (Cl-), que também é proveniente de um eletrólito forte (HCl, um dos três hidrácidos fortes).

Por isso, nesse exemplo, não ocorre hidrólise de nenhum dos íons provenientes do sal.

Resposta: Letra c

Equilíbrio químico e soluções-tampão

Sabe-se que um ácido, base ou sal, quando dissolvidos em água, sofrem dissociação, resultando em um equilíbrio iônico.

Quando um ácido fraco (que dissocia pouco), HX, é misturado com um sal (que apresenta o mesmo ânion do ácido), YX, ou quando uma base fraca (que também dissocia pouco), ZOH, é misturada com um sal (que apresenta o mesmo cátion da base), ZW, teremos a formação de uma solução-tampão.

Nesse tipo de solução, temos sempre a presença de dois equilíbrios químicos. Sua principal característica é de que esses equilíbrios não sofrem grandes perturbações nem alterações no seu pH quando recebem eletrólitos que ionizam muito, como ácidos ou bases fortes.

Um exemplo de solução-tampão é a mistura formada pelo ácido cianídrico (um ácido fraco, de fórmula HCN) e o sal cianeto de sódio (de fórmula NaCN).


13- Fórmulas utilizadas no equilíbrio químico

Além das fórmulas utilizadas para o cálculo das constantes do equilíbrio químico em termos de pressão (Kp) e concentração (Kc), temos as seguintes fórmulas:

  • Para constante de ionização de um ácido (Ki ou Ka).

  • Para constante de dissociação de uma base (Kd ou Kb).

Veja também: Classificação das bases

Sendo que, nessas fórmulas, M é a concentração em mol/L do eletrólito, e α é o grau de ionização ou de dissociação do eletrólito.

Exemplo 1: Uma solução 0,01 molar de um monoácido está 4,0% ionizada. A constante de ionização desse ácido é:

a) 1,6 x 10–3

b) 1,6 x 10–5

c) 3,32 x 10–5

d) 4,0 x 10–5

e) 3,0 x 10–6

Resposta: Letra b

Os dados fornecidos pelo exercício foram:

α = 4%

M = 0,01 mol/L

Para determinar o valor da constante de ionização, devemos utilizar a expressão para eletrólito fraco:

Ki = α2. M

Ki = (0,04)2.0,01

Ki = 0,0016.0,01

Ki = 0,00016 mol/L ou 1,6.10-5 mol/L

  • Para cálculo do pH.

Exemplo 2: A concentração dos íons H+ de uma solução é igual a 0,0001. O pH dessa solução é:

a) 1

b) 2

c) 4

d) 10

e) 14

Resposta: Letra c

O exercício indica que a concentração de cátion é 0,0001. Para determinar o pH, basta utilizarmos o valor na expressão:

[H+] = 10-pH

0,0001 = 10-pH

10-4 = 10-pH

-4 = -pH. (-1)

pH = 4

  • Para cálculo do pOH.


14- Exercício sobre equilíbrio químico no Enem

(Enem) Alguns profissionais burlam a fiscalização quando adicionam quantidades controladas de solução aquosa de hidróxido de sódio a tambores de leite de validade vencida. Assim que o teor de acidez, em termos de ácido lático, encontra-se na faixa permitida pela legislação, o leite adulterado passa a ser comercializado. A reação entre hidróxido de sódio e ácido lático pode ser representada pela equação química:

CH3CH(OH)COOH(aq) + NaOH(aq)

CH3CH(OH)COONa(aq) + H2O(I)

Equilíbrio entre ácido lático e hidróxido de sódio

A consequência dessa adulteração é:

a) o aumento do pH do leite.

b) a diluição significativa do leite.

c) a precipitação do lactato de sódio.

d) a diminuição da concentração de sais.

e) o aumento da concentração dos íons H+.

O hidróxido de sódio é uma base forte, que dissocia muito e libera muitos ânions hidróxido. Com sua adição, ocorrerá um aumento do pH do leite.

Resposta: Letra a


Por Me. Diogo Lopes Dias

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

DIAS, Diogo Lopes. "Equilíbrio Químico"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm. Acesso em 05 de julho de 2022.

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