Resumo: Equilíbrio químico | FQ? Absolutamente!

Este resumo segue a ordem das Aprendizagens Essenciais: reações completas e incompletas, equilíbrio químico dinâmico, constante de equilíbrio e extensão da reação, quociente da reação, e o princípio de Le Châtelier. É o tema que mais sai em exame, quer em escolha múltipla, quer em resposta escrita.

1. Reações completas e incompletas

Reação completa: pelo menos um dos reagentes esgota-se. Ocorre num só sentido e representa-se com uma seta simples ( $\rightarrow$ ).
Reação incompleta: os reagentes formam produtos (reação direta) e os produtos reagem entre si e voltam a formar os reagentes (reação inversa). Ocorre nos dois sentidos e representa-se com setas duplas ( $\rightleftharpoons$ ).

2. Equilíbrio químico dinâmico

Um sistema fechado está em equilíbrio químico dinâmico quando a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa. A partir desse momento, as concentrações macroscópicas deixam de variar com o tempo.

Regra

Equilíbrio não significa que as concentrações dos reagentes e dos produtos sejam iguais. Significa que deixam de variar. Num gráfico, as velocidades das duas reações encontram-se, e as curvas das concentrações ficam horizontais, mas em valores que podem ser muito diferentes.

Quando todas as substâncias estão no mesmo estado físico, o equilíbrio diz-se homogéneo.

3. Constante de equilíbrio e extensão da reação

Quando usar

Para $a\,\text{A} + b\,\text{B} \rightleftharpoons c\,\text{C} + d\,\text{D}$ , com as concentrações no equilíbrio:

K_c = \frac{[\text{C}]_e^{\,c}\,[\text{D}]_e^{\,d}}{[\text{A}]_e^{\,a}\,[\text{B}]_e^{\,b}}

A constante da reação inversa é o inverso da constante da reação direta:

K_c' = \frac{1}{K_c}

A constante $K_c$ é adimensional e só varia com a temperatura. O seu valor indica a extensão da reação:

Valor de $K_c$	Interpretação
$K_c \gg 1$	há mais produtos do que reagentes: a reação é muito extensa no sentido direto
$K_c \ll 1$	há mais reagentes do que produtos: a reação é muito extensa no sentido inverso
$K_c \approx 1$	a extensão é semelhante nos dois sentidos

4. Quociente da reação

O quociente da reação, $Q_c$ , calcula-se com a mesma expressão de $K_c$ , mas com as concentrações num instante qualquer. Compara-se com $K_c$ , à mesma temperatura, para prever o sentido da evolução do sistema.

Comparação	O que acontece
$Q_c < K_c$	o sistema não está em equilíbrio e evolui no sentido direto, formando produtos
$Q_c > K_c$	o sistema não está em equilíbrio e evolui no sentido inverso, formando reagentes
$Q_c = K_c$	o sistema está em equilíbrio

5. Princípio de Le Châtelier

Regra

Princípio de Le Châtelier: se num sistema em equilíbrio se introduzir uma perturbação, o sistema evolui no sentido de contrariar essa perturbação, até atingir um novo estado de equilíbrio.

Há três perturbações a conhecer, e um fator que não desloca o equilíbrio:

Perturbação	O sistema evolui	Efeito no valor de $K_c$
Adição de um reagente	no sentido direto	nenhum
Adição de um produto	no sentido inverso	nenhum
Remoção de um reagente	no sentido inverso	nenhum
Remoção de um produto	no sentido direto	nenhum
Aumento da pressão (ou diminuição do volume)	no sentido em que há menos moles de gás	nenhum
Diminuição da pressão (ou aumento do volume)	no sentido em que há mais moles de gás	nenhum
Aumento da temperatura	no sentido endotérmico	$K_c$ aumenta se a reação direta for endotérmica, e diminui se for exotérmica
Diminuição da temperatura	no sentido exotérmico	o contrário do caso anterior
Catalisador	não desloca o equilíbrio	nenhum

Notas importantes:

Na pressão só contam as moles de gases. Se o número de moles de gás for igual nos dois membros, a pressão não influencia o equilíbrio.
A temperatura é o único fator que altera o valor de $K_c$ .
A variação de entalpia, $\Delta H$ , que vem a seguir à equação química, corresponde sempre à reação direta.
O catalisador só acelera a chegada ao equilíbrio: obtém-se o mesmo rendimento em menos tempo.

Simulador: Equilíbrio químico e princípio de Le Châtelier

Cada perturbação é aplicada no instante em que carregas. Aumentar a pressão é diminuir o volume: todas as concentrações aumentam no mesmo instante. Experimenta o catalisador logo no início, antes de o sistema chegar ao equilíbrio.

6. Síntese do amoníaco e os processos industriais

Na síntese do amoníaco, $\text{N}_2(g) + 3\,\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\,\text{NH}_3(g)$ , a reação direta é exotérmica ( $\Delta H < 0$ ) e passam de 4 moles de gás para 2.

Uma pressão elevada favorece a formação de $\text{NH}_3$ , porque desloca o equilíbrio no sentido em que há menos moles de gás.
Uma temperatura baixa favoreceria também o $\text{NH}_3$ (a reação é exotérmica), mas a reação seria demasiado lenta.
Por isso se usa um compromisso: temperatura moderada, pressão elevada e um catalisador que acelera a reação sem alterar o equilíbrio.
Retirar o $\text{NH}_3$ à medida que se forma (por exemplo, liquefazendo-o) desloca o equilíbrio no sentido direto.

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A tabela de variação, passo a passo

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Gráficos de concentração em função do tempo e erros comuns

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Atividade laboratorial: alterações de equilíbrios em sistemas aquosos

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Praticar com exames

Os exercícios de exame deste tema têm a resolução passo a passo. O equilíbrio químico sai sempre: começa pelas tabelas de variação e pelos gráficos de concentração.

PraticarEquilíbrio Químico29 exercícios de exame com resolução passo a passo