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Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química.

Reagentes à Produtos A + B à C + D

Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes)

A + Bßà C + D

Reagentes ßà Produtos

A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema.

Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no qual reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas.

1 Arquimedes Lavorenti. Professor Associado do Depto. de Ciências Exatas, ESALQ/USP, Caixa Postal 9,

Conforme o sentido da reação, as mesmas podem ser classificadas em irreversíveis ou reversíveis. Nas reações irreversíveis as substâncias que atuam como reagentes se transformam em produtos da reação e entre os mesmos não existe nenhuma afinidade, e a reação não tem retorno, nem um equilíbrio é estabelecido, isto é, não é reversível.

Uma espécie química sempre vai existir em equilíbrio com outras formas de si mesma.

As outras formas podem existir em quantidades não detectáveis porém elas sempre estarão presente. Estas outras formas originam devido a desordem natural da natureza que nós chamamos de entropia (é impossível ser perfeito).

Como exemplo, água pura consiste de compostos moleculares e íons dissociados que coexistem no equilíbrio:

H2O(l) ßà H+(aq) + OH-(aq)

O subscrito (l) se refere ao estado líquido, e o subscrito (aq) se refere aos íons em solução aquosa.

continuam a formar PbCrO4 sólido, e PbCrO4 sólido continua a se dissolver. Devido a taxa de precipitação e dissolução serem as mesmas, não há variação nas concentrações dos íons em solução. Este equilíbrio é representado pela reação:

Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e produtos estão em um estado estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão formando produtos, e espécies de produtos estão retornando para os reagentes.

No equilíbrio, a taxa na qual os reagentes se transformam em produtos é igual a taxa da reação inversa onde os produtos se transformam em reagentes. A figura à direita mostra um precipitado

PbCrO4(s) ßà Pb2+(aq) + CrO4 2-(aq)

A flecha dupla para a direita e para a esquerda nesta equação da reação indica que as reações ainda estão ocorrendo, más que as concentrações atingiram um equilíbrio, isto é, um estado estacionário.

O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos foi proposto pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em 1864. Eles observaram que a concentração molar dos reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a uma certa relação, característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual eles denominaram de constante de equilíbrio.

Eles propuseram a lei da ação das massas para resumir suas conclusões, cujo enunciado é o seguinte: “a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes”. Observaram que o fator importante na determinação da velocidade ou taxa de uma reação química não é apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de reagente por unidade de volume.

Para um equilíbrio químico na forma de: aA + bB ßà cC + dD

[C]c [D]d

o quociente da reação:

[A]a [B]b

avaliado através das concentrações molares em equilíbrio (simbolizadas por [ ] ) dos reagentes e produtos, é igual a uma constante, Kc, a qual tem um valor específico para uma dada reação química e temperatura (o subscrito c indica que a constante de equilíbrio é definida em termos de concentração).

O quociente da reação, Qc, é igual a expressão da constante de equilíbrio, porém para pressões parciais ou concentrações dos reagentes e produtos fora do sistema em equilíbrio.

Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos.

Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é para os reagentes. Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q.

Exemplo: Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de hidrogênio (HI), cada um com concentração de 0,0020 mol L-1, foi introduzida em um recipiente aquecido a 490oC.

Nesta temperatura o valor de constante de equilíbrio (K) é igual a 46 para a seguinte reação:

H2(g) + I2(g) ßà 2 HI(g) Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não.

Solução: Calculamos o valor de Q e comparamos com K. Como K tem um valor “intermediário” de Q, esperamos que as concentrações dos reagentes e produtos sejam semelhantes umas das outras. Podemos antecipar que, embora possa ter uma pequena tendência da reação a se deslocar para os produtos ou reagentes, a extensão da reação será bem pequena.

[HI]2 (0,0020)2

O quociente da reação é: Q = -------------- = ------------------------ = 1

[H2] [I2](0,0020) (0,0020)

Como Q < K (K= 46), sabemos que o numerador – concentração do produto – é muito pequeno para que a composição do sistema corresponda a um estado de equilíbrio. Portanto, a reação tem tendência a continuar em direção ao lado de mais formação de produtos e consequentemente consumir mais reagentes.

Regras para escrever as constantes de equilíbrio: 1) As concentrações ou atividades dos produtos são sempre colocadas no numerador; 2) As concentrações ou atividades dos reagentes são sempre colocadas no denominador;

3) Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das espécies dissolvidas em concentrações molares, [ ]; 4) As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos coeficientes estequiométricos da reação balanceada; 5) Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão.

Nomes específicos para a constante de equilíbrio:

1) Para reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais: Kp 2) Dissociação da água: constante de dissociação da água, Kw 3) Dissociação de ácidos: constante de dissociação de ácidos, Ka 4) Reações de base com a água: constante de dissociação de bases, Kb 5) Solubilidade de precipitados: produto de solubilidade, Ksp

O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química favorece os reagentes ou os produtos no equilíbrio químico.

- Valores elevados de K (maiores que 103), o equilíbrio favorece fortemente os produtos;

- Valores pequenos de K (menores que 10-3), o equilíbrio favorece fortemente os reagentes.

A figura abaixo exemplifica os diferentes valores da constante de equilíbrio, em relação às concentrações dos reagentes e dos produtos.

Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que fazem parte são de mesma fase ou estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo.

O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras.

Por exemplo, a pressão de vapor de um líquido é descrito como sendo a pressão exercida por um vapor quando ele está em um estado de equilíbrio dinâmico com seu líquido (líquido ßà vapor). Neste caso, duas fases coexistem no sistema, então se trata de um equilíbrio heterogêneo.

A pressão de vapor da água pode ser representada como um equilíbrio dinâmico heterogêneo entre a água líquida e a água de vapor:

H2O(l) ßà H2O(g)

K = 0,01 K = 1 K = 100 = PRODUTO = REAGENTE

A existência de uma solução saturada de sal é outro exemplo de equilíbrio heterogêneo, porque o sal sólido coexiste com seus íons na solução aquosa:

CaCl2(s) ßà Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)

Na decomposição térmica do calcário, CaCO3, CaCO3(s) ßà CaO(s) + CO2(g) a concentração de CO2 é dependente apenas da temperatura e não das quantidades de CaCO3 e CaO, e o equilíbrio é heterogêneo.

A síntese de amônia pelo processo Haber, a partir de nitrogênio e hidrogênio, ilustra muito bem um equilíbrio homogêneo:

N2(g) + 3 H2(g) ßà 2 NH3(g)

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