Equilíbrio químico
Entenda como determinadas reações acontecem
Jacques Antonio de Miranda e Erivanildo Lopes da Silva*
Especial para a Página 3 Pedagogia & Co
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Em algumas cavernas podemos encontrar estalactites e estalagmites, aquelas formações, com aparência de colunas, que pendem do teto ou se elevam do chão. Como será que elas surgem? A seguir, dentro do conceito de equilíbrio químico, vamos buscar soluções para essa e outras dúvidas.
Numa primeira explicação poderíamos sugerir a seguinte representação:
Talvez você esteja se perguntando o que essa representação significa e como percebemos nela a produção de estalactites e estalagmites.
De modo mais completo, representamos a produção das duas formações assim:
O carbonato de cálcio (CaCO3) presente nas rochas é dissolvido pela água da chuva, que é ligeiramente ácida, devido ao ácido carbônico (H2CO3). Da interação do carbonato com a água da chuva resulta uma solução aquosa com íons Ca2+ (cálcio) e HCO3- (bicarbonato). A formação desses fenômenos depende da reversibilidade das reações químicas, pois a água mineral, uma vez na caverna, libera o CO2, formando novamente o CaCO3.
Verifica-se, então, que parece ocorrer a formação de produtos, Ca2+ (aq.) + 2HCO3-(aq.) ao mesmo tempo em que também surgem reagentes: CaCO3(s) + CO2 (g) + H2O(l). Isso parece estranho: o que se forma, parece não se formar mais, e forma-se novamente. Como se explica tal fenômeno?
As reações que apresentam essas características são explicadas pelo equilíbrio químico. Nesse sentido, a representação mais acertada das três fórmulas acima é a primeira, pois a seta
representa uma reação em equilíbrio.
A compreensão do fenômeno envolvido torna-se mais clara quando analisamos o que ocorre à medida que a reação (analisada no sentido da esquerda para direita) se processa. Inicialmente, há apenas os gases N2 e H2 - e nenhuma NH3 formada. À medida que o gás NH3 vai se formando, inicia-se também a reação indireta, ou seja, sua decomposição nos gases N2 e H2. Em certo momento, as velocidades das duas reações (direta e indireta) se igualam, dando a impressão de que a reação para.
Entretanto, é fundamental que compreendamos que as reações de equilíbrio alcançam uma situação em que coexistem produtos e reagentes em constante interação. Sendo que, nesta situação, tanto os reagentes quanto os produtos se encontram em quantidades não necessariamente iguais, mas constantes.
Por se tratar de uma discussão em termos das velocidades das duas reações (direta e indireta), poderíamos ainda estabelecer a seguinte relação:
Se considerarmos as leis de velocidade para cada reação:
A condição de equilíbrio é considerada no momento em que v1 = v2. Assim,
Isolando as constantes:
Sendo Kc igual à constante de equilíbrio, em função das concentrações molares [mol/L].
Essa constante estabelece uma condição para que reagentes e produtos estejam em equilíbrio na reação. Genericamente, para as reações em equilíbrio dinâmico tem-se a expressão:
Nessa expressão:
a) as concentrações dos produtos são postas no numerador e as dos reagentes no denominador;
b) cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada;
c) no momento em que a reação atinge o equilíbrio, o valor constante K depende da reação em questão e da temperatura. Não usamos unidades para a constante.
Esse acetato, obtido a partir da reação de esterificação do ácido acético (CH3COOH) com o etanol (CH3CH2OH), é um composto de odor agradável, utilizado como solvente em alguns materiais. Analisaremos o equilíbrio dessa reação a partir do quadro a seguir:
* A concentração molar é habitualmente representada pela expressão [ ].
A partir da tabela verifica-se que 0,830 mol/L de ácido acético reage, a 25o C, com 0,009 mol/L de etanol, produzindo 0,171 mol/L de acetato de etila e 0,171mol/L de água. Vimos, então, que esses valores de acetato de etila e água obtidos são consumidos para a formação dos reagentes.
Pode-se verificar essa relação mais evidente ao se analisar a extensão da reação. Vejam esse estudo, no caso da reação entre os gases hidrogênio (H2) e gás iodo (I2), formando o HI:
Como se vê na tabela, assim que a reação inicia temos as mesmas quantidades de H2 e I2, ou seja, 0,0175mol/L para ambos. No decorrer do tempo são consumidos (o sinal negativo) 0,0138 mol/L dos dois gases e produzidos exatos 0,0276mol/L de HI. Então, 0,0037 mol/L (0,0175-0,0138) é a concentração que se encontra em equilíbrio.
Assim, pode-se determinar o Kc a partir da representação matemática:
Obtemos uma razão 56 para o Kc. Esse valor será o mesmo para todas as reações envolvendo os dois reagentes em questão, isso nas mesmas condições de temperatura e pressão.
O estudo do equilíbrio químico nas reações químicas pode, portanto, contribuir para o entendimento das reações que não se completam. Nessas reações, não se realiza tão facilmente uma previsão estequiométrica, pois a coexistência de reagentes e produtos dificulta tal prognóstico. Agora, uma vez que compreendemos tais reações em equilíbrio químico dinâmico, essa previsão já pode ser realizada.
GEPEQ, Grupo de Pesquisa em Educação Química. Interações e Transformações I: elaborando conceitos sobre transformações químicas. São Paulo: Ed. EDUSP, 2001.
LEMBO A. Química - realidade e contexto: química geral. São Paulo: Editora Ática, 2001.
KOTZ, J.C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 1 e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.
Numa primeira explicação poderíamos sugerir a seguinte representação:
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Talvez você esteja se perguntando o que essa representação significa e como percebemos nela a produção de estalactites e estalagmites.
De modo mais completo, representamos a produção das duas formações assim:
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O carbonato de cálcio (CaCO3) presente nas rochas é dissolvido pela água da chuva, que é ligeiramente ácida, devido ao ácido carbônico (H2CO3). Da interação do carbonato com a água da chuva resulta uma solução aquosa com íons Ca2+ (cálcio) e HCO3- (bicarbonato). A formação desses fenômenos depende da reversibilidade das reações químicas, pois a água mineral, uma vez na caverna, libera o CO2, formando novamente o CaCO3.
Verifica-se, então, que parece ocorrer a formação de produtos, Ca2+ (aq.) + 2HCO3-(aq.) ao mesmo tempo em que também surgem reagentes: CaCO3(s) + CO2 (g) + H2O(l). Isso parece estranho: o que se forma, parece não se formar mais, e forma-se novamente. Como se explica tal fenômeno?
As reações que apresentam essas características são explicadas pelo equilíbrio químico. Nesse sentido, a representação mais acertada das três fórmulas acima é a primeira, pois a seta
representa uma reação em equilíbrio.Formação do gás amônia
Existem muitas outras reações que se processam em equilíbrio dinâmico. Por exemplo, a formação do gás amônia (NH3) a partir dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2). Veja a equação química: |
A compreensão do fenômeno envolvido torna-se mais clara quando analisamos o que ocorre à medida que a reação (analisada no sentido da esquerda para direita) se processa. Inicialmente, há apenas os gases N2 e H2 - e nenhuma NH3 formada. À medida que o gás NH3 vai se formando, inicia-se também a reação indireta, ou seja, sua decomposição nos gases N2 e H2. Em certo momento, as velocidades das duas reações (direta e indireta) se igualam, dando a impressão de que a reação para.
Entretanto, é fundamental que compreendamos que as reações de equilíbrio alcançam uma situação em que coexistem produtos e reagentes em constante interação. Sendo que, nesta situação, tanto os reagentes quanto os produtos se encontram em quantidades não necessariamente iguais, mas constantes.
Por se tratar de uma discussão em termos das velocidades das duas reações (direta e indireta), poderíamos ainda estabelecer a seguinte relação:
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Se considerarmos as leis de velocidade para cada reação:
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A condição de equilíbrio é considerada no momento em que v1 = v2. Assim,
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Isolando as constantes:
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Sendo Kc igual à constante de equilíbrio, em função das concentrações molares [mol/L].
Essa constante estabelece uma condição para que reagentes e produtos estejam em equilíbrio na reação. Genericamente, para as reações em equilíbrio dinâmico tem-se a expressão:
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Nessa expressão:
a) as concentrações dos produtos são postas no numerador e as dos reagentes no denominador;
b) cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada;
c) no momento em que a reação atinge o equilíbrio, o valor constante K depende da reação em questão e da temperatura. Não usamos unidades para a constante.
Acetato de etila e ácido iodídrico
Para aprofundar esse estudo, analisaremos a reação de obtenção do acetato de etila (CH3COOCH2CH3) e da produção de ácido iodídrico (HI).Esse acetato, obtido a partir da reação de esterificação do ácido acético (CH3COOH) com o etanol (CH3CH2OH), é um composto de odor agradável, utilizado como solvente em alguns materiais. Analisaremos o equilíbrio dessa reação a partir do quadro a seguir:
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* A concentração molar é habitualmente representada pela expressão [ ].
A partir da tabela verifica-se que 0,830 mol/L de ácido acético reage, a 25o C, com 0,009 mol/L de etanol, produzindo 0,171 mol/L de acetato de etila e 0,171mol/L de água. Vimos, então, que esses valores de acetato de etila e água obtidos são consumidos para a formação dos reagentes.
Pode-se verificar essa relação mais evidente ao se analisar a extensão da reação. Vejam esse estudo, no caso da reação entre os gases hidrogênio (H2) e gás iodo (I2), formando o HI:
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Como se vê na tabela, assim que a reação inicia temos as mesmas quantidades de H2 e I2, ou seja, 0,0175mol/L para ambos. No decorrer do tempo são consumidos (o sinal negativo) 0,0138 mol/L dos dois gases e produzidos exatos 0,0276mol/L de HI. Então, 0,0037 mol/L (0,0175-0,0138) é a concentração que se encontra em equilíbrio.
Assim, pode-se determinar o Kc a partir da representação matemática:
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Obtemos uma razão 56 para o Kc. Esse valor será o mesmo para todas as reações envolvendo os dois reagentes em questão, isso nas mesmas condições de temperatura e pressão.
O estudo do equilíbrio químico nas reações químicas pode, portanto, contribuir para o entendimento das reações que não se completam. Nessas reações, não se realiza tão facilmente uma previsão estequiométrica, pois a coexistência de reagentes e produtos dificulta tal prognóstico. Agora, uma vez que compreendemos tais reações em equilíbrio químico dinâmico, essa previsão já pode ser realizada.
Bibliografia
http://educacao.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico.jhtm
publicando por André em 04/05/2010
