Equilíbrio químico

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
• 2 - Introdução sobre equilíbrio químico
• 3 - Condições para ocorrência de um equilíbrio químico
• 4 - Mapa mental: Equilíbrio químico
• 5 - Gráfico de equilíbrio químico
• 6 - Exemplos de equilíbrios químicos
• 7 - Constante de equilíbrio químico em termos de concentração
• 8 - Constante de equilíbrio químico em termos de pressão
• 9 - Grau de equilíbrio
• 10 - Constante de ionização
• 11 - Constante do produto de solubilidade
• 12 - Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier)
  • Concentração
  • Temperatura
  • Pressão
• 13 - Casos particulares
  • Relação entre equilíbrio iônico da água e pH das soluções
  • Equilíbrio químico e hidrólise salina
  • Equilíbrio químico e soluções-tampão
• 14 - Fórmulas utilizadas no equilíbrio químico
• 15 - Exercício sobre equilíbrio químico no Enem

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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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.

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!

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.

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.

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.

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

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.

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.

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.

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)

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.

A expressão do Ki para esse ácido é:

Expressão do Ki para o ácido.

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

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.

Resposta: Letra c

Veja também: Como são formadas estalactites e estalagmites

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.

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).

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

• Para cálculo das constantes de ionização ou dissociação em soluções diluídas (Lei da diluição de Ostwald).

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.

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