Equilíbrio químico I - Noções iniciais

Equilíbrio químico é dinâmico.

   Equilíbrio químico

• I - Noções iniciais
• II - Equilíbrios homogêneos
• III - Equilíbrios iônicos
• IV - Equilíbrios heterogêneos

Reações reversíveis

   Considere a seguinte reação:

H₂⒢ + I₂⒢ ⇌ 2 HI⒢

   Essa reação é considerada reversível (representada por ⇌), pois poderia ocorrer tanto na forma direta quanto na forma inversa.

   Ou seja, ao colocar gás hidrogênio e iodo gasoso em proporções corretas para reagirem em um recipiente fechado, se a reação ocorresse completamente, era para o interior do recipiente estar na coloração transparente, pois o HI⒢ é um gás incolor.

   No entanto, o recipiente continua colorido devido ao I₂⒢, mesmo que com menos intensidade, mostrando que nem toda a reação ocorreu.
   Na verdade a reação continua ocorrendo, mas ao mesmo tempo a reação inversa também ocorre, com velocidade igual. Segundo a Lei da Ação das Massas:  

v₁ = k₁ × [H₂] × [I₂]

v₂ = k₂ × [HI]²

     Ou seja, à medida que a concentração de reagentes diminui, a velocidade da reação direta também diminui, e ao mesmo tempo, à medida que a concentração dos produtos aumenta, a velocidade da reação inversa também aumenta.

   Dizemos que a reação atingiu o equilíbrio químico quando a velocidade das reações direta e inversa são iguais. Este equilíbrio é considerado dinâmico, pois as reações ainda ocorrem, só que em velocidades iguais.

Tipos de equilíbrio

   Quanto às partículas que participam do equilíbrio:

• Equilíbrio molecular: envolve somente substâncias covalentes.
• Equilíbrio iônico: envolve pelo menos uma espécie de íon.

   Quanto às fases das substâncias que participam do equilíbrio:

• Equilíbrio homogêneo: todas as substâncias que participam da reação formam um sistema homogêneo. Logo, todas as reações somente com gases formam equilíbrios homogêneos.
• Equilíbrio heterogêneo: as substâncias formam duas ou mais fases. Por exemplo, a reação reversível entre o carbono grafita e a água gasosa formando gás hidrogênio e monóxido de carbono em equilíbrio é um exemplo de equilíbrio heterogêneo.

Grau de equilíbrio

   O grau de equilíbrio (⍺) é determinado pela seguinte expressão:

   Para equilíbrios iônicos:

   Sendo que 0 < ⍺ < 1.

   Valores próximos de 1 indicam que há maior formação de produtos, e valores próximos de 0 indicam que sobram mais reagentes.

Princípio de Le Chatelier

   Ao fazer alguma determinada alteração em um equilíbrio químico, seja na temperatura,  na concentração de uma ou mais substâncias ou pressão, ocorrerá um deslocamento no equilíbrio, isto é, ocorrerá uma alteração na velocidade da reação direta ou inversa.

   Quando a velocidade da reação direta aumenta, dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a direita, e quando a velocidade da reação inversa aumenta, dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a esquerda.

   Daí vem o princípio de Le Chatelier:

Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando

minimizar a ação do fator aplicado.

   Lembre-se que ao aumentar a velocidade da reação direta, o rendimento da reação vai aumentar, pois será produzido mais produto.