Graduação
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O equilíbrio químico ocorre quando uma reação química e sua reação oposta ocorrem à mesma taxa. Nesta situação, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes ao longo do tempo, embora não sejam necessariamente iguais. Esta situação é caracterizada pela constante de equilíbrio, que fornece informações valiosas sobre a extensão da reação. Neste guia detalhado, vamos entender os conceitos e cálculos relacionados à constante de equilíbrio de forma simples e compreensível.

Compreendendo a constante de equilíbrio

A constante de equilíbrio, denotada como K, representa a razão das concentrações dos produtos para as concentrações dos reagentes no equilíbrio. A forma geral de uma reação química reversível é:

    AA + BB ⇌ CC + DD

onde A e B são reagentes, C e D são produtos, e a, b, c, d são seus respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio para esta reação é dada por:

    k c = ([c] c [d] d )/([a] a [b] b )

Aqui, [A], [B], [C], [D] denotam as concentrações molares das respectivas espécies no equilíbrio. O subscrito c em K c indica que a constante de equilíbrio é expressa em termos de concentração.

Exemplo visual da expressão da constante de equilíbrio

Considere a reação:

    N 2 + 3H 2 ⇌ 2NH 3

A expressão da constante de equilíbrio para esta reação será:

    K c = ([NH 3 ] 2 )/([N 2 ][H 2 ] 3 )

Esta expressão mostra que a concentração de amônia, NH 3, é quadrada, enquanto a concentração de hidrogênio, H 2, é cúbica, refletindo seus coeficientes estequiométricos na equação balanceada.

Diferentes tipos de constantes de equilíbrio

A constante de equilíbrio pode ser expressa em termos diferentes, dependendo de quais concentrações ou atividades são praticamente mensuráveis. Aqui estão os tipos comuns:

KC - com base na concentração

Este é o tipo mais comum de constante de equilíbrio. Ele usa concentrações molares (mol/L) para expressar o equilíbrio entre reagentes e produtos gasosos ou aquosos.

KP - com base na pressão

Para reações gasosas, a constante de equilíbrio também pode ser representada em termos de pressões parciais. Esta expressão é semelhante à expressão baseada em concentração, mas usa pressões parciais (atm, bar):

    K P = ( P C C P D D ) / ( P A A P B B )

onde P X representa a pressão parcial da espécie X

Exemplo visual de K p

Se considerarmos a reação:

    2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇌ 2SO 3 (g)

A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial será:

    K p = (P s O 3 2 ) / (P s O 2 2 P O 2 )

O uso de K p é particularmente útil ao lidar com reações que envolvem gases em diferentes condições de pressão.

Relação entre K c e K p

A relação entre K c e K p para uma reação gasosa a temperatura constante é dada pela equação:

    K p = K c (RT) Δn

Onde:

  • R é a constante universal dos gases (0.0821 L atm/mol K).
  • T é a temperatura em Kelvin.
  • Δn é a variação em mols de gás (mols dos produtos gasosos - mols dos reagentes gasosos).

Exemplo visual:

Considere a reação:

    2NO 2 (g) ⇌ N 2 O 4 (g)

Aqui, Δn = 1 - 2 = -1. A relação entre K c e K p é:

    K p = K c (rt) -1

Calculando a constante de equilíbrio

Para calcular a constante de equilíbrio, você precisa conhecer as concentrações dos reagentes e produtos no equilíbrio. Aqui está um método passo a passo para calcular K c :

1. Comece com uma equação química balanceada

Isso é importante, porque os coeficientes na equação balanceada determinam a forma da expressão da constante de equilíbrio.

2. Determine a concentração inicial

Identifique as concentrações iniciais dos reagentes e produtos. Em muitos casos envolvendo gases, essas podem ser fornecidas como pressões parciais.

3. Mudança na concentração

Use estequiometria e a equação balanceada para determinar como as concentrações mudam quando o sistema atinge o equilíbrio. Use a tabela ICE (inicial, mudança, equilíbrio) para organizar esses valores.

           Inicial mudança equilíbrio
  A(aq) [A] 0 -x [A] eq = [A] 0 - x
  B(aq) [B] 0 − Bx [B] eq = [B] 0 − Bx
  c(aq) [c] 0 + cx [c] eq = [c] 0 + cx

Aqui, x representa a mudança na concentração dependendo da estequiometria da reação.

4. Substitua as concentrações de equilíbrio na expressão

Insira as concentrações de equilíbrio obtidas da tabela ICE na expressão da constante de equilíbrio para resolver K c.

Exemplo textual de cálculo

Considere a reação:

  H 2 (g) + I 2 (g) ⇌ 2HI(g)
  Inicial: [H 2 ] = 1.00 M, [I 2 ] = 1.00 M, [HI] = 0.00 M
  No equilíbrio: [HI] = 1.50 M

As mudanças ao usar a tabela ICE serão as seguintes:

           Inicial mudança equilíbrio
  h 2 1.00 -x 1.00 - x
  i 2 1.00 -x 1.00 - x
  HI 0.00 +2x 1.50

De [HI] = 1.50 M, obtemos x = 0.75:

  [h 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 m
  [I 2 ] = 1.00 - 0.75 = 0.25 m
  [HI] = 1.50 m

Substitua essas na expressão de equilíbrio:

  K c = ([HI] 2 )/([H 2 ][I 2 ])
        = (1.50 2 )/(0.25*0.25) = 36

A constante de equilíbrio K c é 36.

Fatores que afetam a constante de equilíbrio

Embora as constantes de equilíbrio tenham um valor fixo para uma determinada reação a uma certa temperatura, elas podem ser afetadas por mudanças de temperatura. Veja como a temperatura afeta a constante de equilíbrio:

Reações exotérmicas

Para reações exotérmicas, um aumento na temperatura diminuirá o valor de K, deslocando o equilíbrio em direção aos reagentes.

Reações endotérmicas

Para reações endotérmicas, um aumento na temperatura aumentará o valor de K, deslocando o equilíbrio em direção aos produtos.

O princípio de Le Châtelier pode ser usado para prever a direção do desvio: um aumento na temperatura desloca o equilíbrio em direção à absorção do calor adicional.

Princípio de Le Chatelier, exemplo visual

Considere:

  N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g) + calor

Se a temperatura aumentar, o equilíbrio se desloca para a esquerda, levando a um acúmulo de reagentes, pois o sistema tentará absorver o calor adicional.

Aplicações e importância da constante de equilíbrio

A constante de equilíbrio é de importância prática no campo da química e da indústria:

  • Previsão da direção da reação: A magnitude da constante de equilíbrio fornece informações sobre a direção em que a reação é favorecida. Um valor de K maior indica uma maior concentração de produtos no equilíbrio.
  • Extensão da reação: Valores pequenos de K sugerem que a mistura reacional contém mais reagentes do que produtos no equilíbrio.
  • Processos industriais: Reações como a síntese da amônia (processo Haber) e do ácido sulfúrico (processo de contato) possuem constantes de equilíbrio que determinam condições operacionais eficientes na produção em larga escala.

Conclusão

Compreender como calcular e interpretar constantes de equilíbrio é importante na química. Essas constantes fornecem dados importantes sobre a natureza e a extensão das reações químicas sob condições de equilíbrio, o que é fundamental tanto para estudos teóricos quanto para aplicações práticas. Ao dominar os cálculos e conceitos associados às constantes de equilíbrio, pode-se prever o comportamento dos sistemas químicos em uma variedade de contextos.


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