EQUILIBRIO QUIMICO

Os equilíbrios químicos são sistemas que regulam vários processos naturais , como, por exemplo, o de formação de estalactites, no texto das cavernas calcarias, e de estalagmites, no solo desses mesmos locais – processo que envolve bicarbonato de cálcio, gás carbônico, água e calcário.

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio

N₂ (g)+3H₂ (g)         ZNH₃(g) àgases que formam um sistema em equilíbrio, em que a produção de amônia em escola industrial se dá pela manutenção desse sistema.

Sistema esse chamado Haber-Bosch, contida-se a pressão e a temperatura, de modo que a reação tenha 30% de rendimento em produtos. O processo Haber-Bosch revolucionou a produção de amônia.

Esse processo consiste em introduzir a misturas gasosas dos reagentes num reator. Muitas matérias-primas, como os minérios e o petróleo apresentam relevância – semelhante a da amônia.

O processo de formação das estalactites e estalagmites, pode-se verificar que se trata de uma reação reversível, dependente da entrada e da saída do CO₂ (g) que se dissolve na água da chuva:

CaCO₃ (s)+CO₂(g)+H₂O(l)    Ca²+HCO^-₃(aq)

Na natureza, há muitos sistemas em equilíbrio que, se desestabilizados, podem ocasionar sérios problemas ambientais. Por exemplo, o equilíbrio que envolve a dissolução do gás oxigênio em  água pode ser representado por:

O₂(g)        O₂(aq)

Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos

Os equilíbrios químicos podem ter todos os reagentes e produtos na mesma fase, como é o caso da reação de obtenção de amônio a partir de nitrogênio e hidrogênio:

N₂(g)+3H₂(g)     2NH₃(g)

E são chamados de equilíbrios homogêneos.

Por outro lado, os equilíbrios heterogêneos, como o que está equacionado a seguir, apresentam reagentes e produtos em fases diferentes.

NaHCO₃(s)    Na₂CO₃(s)+CO₂(g)+H₂O(g)

Constantes de equilíbrio

As constantes de equilíbrio são determinados a partir de dados experimentais. Por conta da analise de uma grande quantidade de dados, chegou-se a uma expressão genérica para todos os equilíbrios:

K: [produtos]

   [reagentes]

Constantes de equilíbrios as constantes de equilíbrio determinadas com base nas concentrações, em mol/L, são representadas por Kc

Constantes de equilíbrio e pressões parciais (Kp)

Para os gases, também se pode escrever a expressão da lei do equilíbrio químico, K, em termos das pressões parciais.

Para expressar a lei do equilíbrio em termos das pressões parciais, basta que apenas uma das espécies do equilíbrio esteja no estado gasoso.

Calculo das constantes de equilíbrio

Os valores numéricos das constantes de equilíbrio são determinados considerando-se suas respectivas expressões, cada uma delas definida como: a multiplicação das concentrações dos produtos, em mol/L. dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes também em mol/L, com os respectivos coeficientes estequiométricos aplicados como expoentes das concentrações, no estado de equilíbrio, no sentido direto da equação.

Equilíbrio genérico:

AA+BB   cC+dD

Calculo da constante:

Kc= [C]^c . [D]^d

        [A]^a . [B]^b

Grau de Equilíbrio (d)

O grau de equilíbrio demonstra a relação entre a quantidade de matéria, em mol, consumida e a respectiva quantidade inicial de um determinado reagente.

Quando os equilíbrios representam reações de vários tipos, como de decomposição, precipitação, dissociação, entre outras, o grau de equilíbrio receberá os nomes dessas reações como grau de decomposição, grau de precipitação, etc.

Quociente de equilíbrio (Qc)

Quando uma reação está caminhando para o estado de equilíbrio, pode-se determinar o quociente de equilíbrio, Qc da mesma maneira que se expressa a constante de equilíbrio, porém, como o sistema ainda não chegou ao estado de equilíbrio, o valor de Qc é variável.

Qc = [Produto]

         [reagentes]

A importância de conhecer o valor de Qc se deve ao fato de ele indicar que a reação em estudo chegou ao estado de equilíbrio. Nesse caso, deve-se relacionar a constante de equilíbrio da reação ao seu quociente de equilíbrio.

Fatores que afetam o estado de equilíbrio

A concentração de oxigênio dissolvido (os) em um copo-d água qualquer é concentrada por vários fatores, sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água.

Como a solubilidade dos gases em água diminui com a elevação da temperatura, a quantidade de oxigênio que se dissolve a 0ºC (14,2 mg . L^-1). [...]. Desse modo, águas de rios ou lagos aquecidos artificialmente como resultado de poluição térmica contem menos OD.

Nas condições naturais de um sistema aquático não poluído, o material mais habitualmente oxidado pelo oxigênio dissolvido na água é a matéria orgânica de origem biológica, como a procedente de plantas mortas e restos de animais. Esse processo de oxidação, chamado de degradação aeróbica, ocorre em águas ricas em oxigênio, ou seja, que possuem níveis de oxigênio próximo de 100% de saturação, e é medido por microorganismos aeróbicos.

Ao dissolvermos completamente um comprimido de antiácido efervescente   em água, forma-se um sistema em equilíbrio, envolvendo os componentes da formula desses medicamentos: bicarbonato de sódio, carbono de sódio, acido cítrico e acido acetilsalicílico.

Quando adicionamos a esse sistema um acido, observa-se a produção de mais bolhas de gás.

Interpretando esse resultado, podemos dizer que houve favorecimento do equilíbrio no sentido da formação do gás. Isso quer dizer que o equilíbrio formado após a dissolução do comprimido for perturbado. Observando as espécies indicadas na equação e aquelas que foram adicionadas, percebemos que houve uma neutralização, com a formação de água, o que consumiu os íons OH^- do sistema.

A resposta do equilíbrio foi no sentido de repor os íons OH^-  que reagiram com acido. Ao repôs esses íons, formou-se mais H₂CO₃ ( acido carbônico). Como sua concentração aumentou, houve maior decomposição e, consequentemente, se produziu mais CO₂ (gás carbônico).

Maior rendimento em produtos quando se inicia a reação com alta concentração de CO (g) ou de O₂ (g). Pelo principio de Le Ehâtelier, a perturbação deve ser compensada. Para isso, é necessário o consumo da espécie que está em maior concentração, o que é realizado quando se forma produtos.

O equilíbrio é favorecido no sentido da formação dos produtos quando se aumenta a concentração de CO₂ (g), pois o acido de cálcio e o carbonato de cálcio são sólidos.

É importante considerar-se a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presente substancias no estado gasoso. São favorecidas no sentido em que formam menor quantidade de moléculas gasosas. Nesse equilíbrio, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio se desloque para a direita (sentido em que o sistema ocupa menor volume).

Nos sistemas homogêneos, o aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há o menor número de moléculas no estado.