Equilíbrio químico

Estude as reações reversíveis e irreversíveis. Revise equilíbrio químico para o Exame Nacional do Ensino Médio com o Curso Enem Gratuito!

As reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, em alguns casos elas ocorrem de forma completa, ou seja, os reagentes são consumidos totalmente durante o processo.

Isto acontece, por exemplo, quando queimamos uma folha de papel e ela passa a não existir mais, de forma que é impossível recuperar sua forma original. Esse tipo de reação se classifica como irreversível. Na natureza existem também reações reversíveis onde os produtos podem se converter a sua forma original. Vamos revisar os tipos de reações químicas.

Reações químicas reversíveis

São reações químicas reversíveis aquelas que em que se processam simultaneamente nos dois sentidos e são identificados pela seta dupla: ↔

Entendeu? Veja alguns exemplos de reações reversíveis:

N_2 (g)+ 3H_2 (g) ↔2NH_3 (g) (500° C)

2 SO_2 (g)+ O_2 (g)↔2SO_(3 ) (g) (700° )

Nesses exemplos, ocorre simultaneamente a reação da esquerda para a direita, chamada de reação direta, e da direita para esquerda, chamada de reação inversa.

Assim, dizemos que uma reação reversível atinge o equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa se igualam.

Um sistema em equilíbrio químico é identificado por algumas características importantes e obrigatórias:

  • tanto a matéria quanto a energia, não são introduzidas ou removidas do sistema;
  • as propriedades macroscópicas do sistema não variam com o tempo, isso ocorre porque, microscopicamente, ocorrem as reações químicas simultâneas em ambos os sentidos e com a mesma rapidez.

Para um sistema qualquer representado por:

A+B ↔ C+D

A rapidez varia a partir do inicio da reação até atingir a situação de equilíbrio. Veja o gráfico a seguir que mostra essa variação:

equilíbrio químico - velocidade - tempo

Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo
Fonte: https://bit.ly/1wyUsJF

Note que ao atingir a situação de equilíbrio, a velocidade é a mesma nos dois sentidos e, a partir daí as concentrações de todas as espécies envolvidas permanecem constantes, como você pode observar na figura 2.

equilíbrio químico - concentração - tempo

Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo.

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

  • Princípio de Le Chatelier

Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força.

  • Concentração

Considere o equilíbrio químico:

C(s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g)

Se adicionarmos mais dióxido carbônico ao equilíbrio, este se desloca para a direita. Segundo o princípio de Le Chatelier a perturbação deve ser compensada. Para isso é necessário o consumo da espécie que está em maior concentração, o que é realizado com a consequente formação de mais produtos.

  • Pressão

É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substâncias no estado gasoso. Em pressões altas, os equilíbrios contendo gases, são favorecidos no sentido em que formam menor quantidade de moléculas gasosas. Veja o exemplo:

CO2 (g)+ H2 O(l) ↔H2 CO3 (aq)

Nesse equilíbrio, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio se desloque para a direita (sentido em que o sistema ocupa menor volume).

  • Temperatura

Para observar a influência da temperatura nos equilíbrios, vamos considerar o equilíbrio envolvendo a formação da amônia, processo exotérmico.

N2 (g)+3H2 (g) ↔2 NH2 (g)+46 kj

A formação do produto é aumentada quando há a diminuição da temperatura. Como a energia é um produto da reação, ela está sendo retirada, com o resfriamento, e o equilíbrio deve compensar esse efeito favorecendo a reação no sentido da formação dos produtos. Nos processos endotérmicos o aumento da temperatura implica a compensação de consumo da energia fornecida, o que acontece quando se formam os produtos.

  • Catalisadores

Os catalisadores são reagentes que aumentam as velocidades das reações químicas porque modificam seus mecanismos e as energias de ativação (Ea). Por esse motivo, os catalisadores não alteram o rendimento, mas permite que essa situação seja atingida mais rapidamente. Então:

Teq sem catalisador > T eq com catalisador

Onde:

Teq = Tempo de equilíbrio.

Saiba mais sobre os fatores que deslocam o equilíbrio químico assistindo a videoaula do nosso canal:

Para finalizar sua revisão, veja os exercícios sobre cálculos estequiométricos que selecionamos para você!

1. A equação abaixo representa o equilíbrio químico obtido pela mistura de uma solução de cloreto de cobalto II com outra solução de ácido clorídrico:

equilíbrio químico - exercício 1

Em um experimento, a solução foi dividida em três partes, que, por sua vez, foram adicionadas a tubos de ensaio diferentes. Cada um dos três tubos de ensaio foi submetido a uma temperatura diferente, sob pressão ambiente, como podemos observar na ilustração abaixo:

equilíbrio químico - exercício 2

Comparando a equação e a ilustração, assinale o que for correto:

a) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.

b) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda.

c) O aumento da temperatura promove a ocorrência da coloração violeta no experimento.

d) A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.

e) nda.

2. (Fatec-SP) O gráfico ao lado mostra como varia a constante de equilíbrio (KC) em função da temperatura para a reação de síntese da amônia.

equilíbrio químico - exercício 3

A respeito dessa transformação química, as seguintes afirmações foram feitas:

I.A diminuição da temperatura aumenta o rendimento da reação.

II.A elevação da temperatura diminui a velocidade da reação.

III.A reação de síntese da amônia é exotérmica.

IV.A elevação da temperatura favorece o consumo de N2 e H2. Dessas afirmações, são corretas apenas:

a) I e II.

b) I e III.

c) III e IV.

d) II e III.

e) II e IV

Gabarito:

1. a

2. b

Faça o Simulado

Sobre o(a) autor(a):

Munique é formada em química pela UFSC, tem mestrado e doutorado em Engenharia Química, também pela UFSC.