Equilíbrio dinâmico em processos físicos e químicos
Equilíbrio quer dizer balanço. Ele só é alcançado em um sistema fechado (nada entra nem sai).
Processos físicos: em uma garrafa fechada, a água evapora e o vapor condensa. Depois de um tempo, os dois acontecem com a mesma velocidade, então a pressão de vapor fica constante. Gelo e água a 0 °C, e uma solução saturada de açúcar com açúcar extra no fundo, são outros exemplos.
Processos químicos: em uma reação reversível, os reagentes formam produtos e os produtos formam reagentes de volta. No começo a velocidade direta é alta. Conforme os produtos se acumulam, a velocidade inversa aumenta. Quando as duas ficam iguais, as quantidades param de mudar.
Chama-se dinâmico porque a reação nunca para. As moléculas continuam reagindo nos dois sentidos; só não vemos mudança líquida. Você pode chegar ao mesmo equilíbrio começando de qualquer lado.
Experimente: no 3D, no passo 1, observe as contagens de cinza e marrom. Elas se estabilizam, mas pares e unidades continuam trocando.
Lei do equilíbrio e a constante de equilíbrio Kc
Para uma reação geral aA + bB ⇌ cC + dD, em uma temperatura fixa:
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Colchetes significam concentração em mol/L no equilíbrio. Esta é a lei do equilíbrio químico (lei da ação das massas). Os produtos ficam em cima, os reagentes embaixo, e cada um é elevado ao seu coeficiente.
Regras para lembrar:
- Inverter a reação → novo K = 1/K.
- Multiplicar a equação por n → novo K = Kⁿ. Dividir por 2 → novo K = √K.
- Somar duas reações → multiplicar seus valores de K.
- K muda só com a temperatura, não com as quantidades iniciais, a pressão ou um catalisador.
Experimente: no passo 2, mexa nos controles de início. O Q final sempre se acerta no mesmo Kc.
Kc e Kp: a relação Kp = Kc(RT)^Δn
Para gases, a pressão parcial p é proporcional à concentração: p = (n/V)RT = [X]RT. Colocando isso na expressão, temos:
Kp = Kc (RT)Δn, onde Δn = (mols de produtos gasosos) − (mols de reagentes gasosos).
- Δn = 0 → Kp = Kc (exemplo: H₂ + I₂ ⇌ 2HI).
- Δn > 0 → Kp > Kc (quando RT > 1).
- Δn < 0 → Kp < Kc (exemplo: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Δn = −2).
Use R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹ com a pressão em bar e T em kelvin. Só os gases contam em Δn.
Equilíbrios homogêneos e heterogêneos
Equilíbrio homogêneo: tudo está em uma só fase. Exemplos: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g); CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq) ⇌ CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(l) em solução.
Equilíbrio heterogêneo: há mais de uma fase. Exemplos: CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g); H₂O(l) ⇌ H₂O(g); Ni(s) + 4CO(g) ⇌ Ni(CO)₄(g).
A concentração de um sólido ou líquido puro é fixa (a densidade não muda), então ela vale 1 e fica fora de K. Assim, para CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂, Kp = p(CO₂). Mas o sólido precisa estar presente para o equilíbrio existir.
Experimente: no passo 4, mude a quantidade de CaCO₃. A leitura do CO₂ não se mexe.
Usos da constante de equilíbrio
1. Extensão da reação. K > 10³: quase só produtos (reação quase completa). K < 10⁻³: quase só reagentes (quase não acontece). K entre 10⁻³ e 10³: boas quantidades de ambos.
2. Sentido da reação. Escreva Q com as quantidades atuais (não as do equilíbrio). Q < K → vai para a direita. Q > K → vai para a esquerda. Q = K → está em equilíbrio.
3. Quantidades no equilíbrio. Use uma tabela ICE: Inicial, Mudança (Change) e Equilíbrio. Coloque os valores do equilíbrio em K e resolva para x.
K não diz nada sobre quão rápido o equilíbrio é alcançado. Isso é cinética.
K, Q e energia de Gibbs
A energia de Gibbs decide se uma mudança pode acontecer sozinha. Para uma mistura reacional:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
No equilíbrio, ΔG = 0 e Q = K, então ΔG° = −RT ln K = −2.303 RT log K. Também ΔG = RT ln(Q/K).
- ΔG° negativo → K > 1 → produtos favorecidos.
- ΔG° positivo → K < 1 → reagentes favorecidos.
- ΔG° = 0 → K = 1.
Use aqui R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ e T em kelvin. Experimente: no passo 5, o painel mostra o ΔG indo a 0 quando Q volta a K.
Dicas para a prova
A unidade de Equilíbrio costuma render uma boa parte das questões de Química em vestibulares e no Enem. Perguntas comuns: escrever as expressões de Kc e Kp, relação entre Kp e Kc, achar K com tabela ICE, prever o sentido usando Q, e cálculos com ΔG° = −RT ln K. Sempre escreva a unidade de K quando pedirem e diga a temperatura.
Fórmulas e definições principais
- Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
- Kp = Kc (RT)^Δn, Δn = mols de produtos gasosos − mols de reagentes gasosos
- Reação inversa: K' = 1/K; multiplicar por n: K' = Kⁿ
- Q < K → direita; Q > K → esquerda; Q = K → equilíbrio
- ΔG = ΔG° + RT ln Q; ΔG° = −RT ln K = −2.303RT log K
Exemplos resolvidos
1. Escreva Kc para 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g).
Produtos sobre reagentes, cada um elevado ao seu coeficiente: Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂]).
2. Para H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 50 a 700 K. Ache Kc para 2HI ⇌ H₂ + I₂ e para HI ⇌ ½H₂ + ½I₂.
Invertida: K = 1/50 = 0.02. Dividida por 2: K = √0.02 = 0.141.
3. 1.0 mol de N₂O₄ é colocado em um balão de 1 L. No equilíbrio há 0.52 mol de NO₂. Ache Kc para N₂O₄ ⇌ 2NO₂.
NO₂ formado = 0.52 mol, então N₂O₄ gasto = 0.26 mol. [N₂O₄] = 0.74 M, [NO₂] = 0.52 M. Kc = 0.52² / 0.74 = 0.2704/0.74 ≈ 0.37 mol/L.
4. Para N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), Kc = 0.5 L² mol⁻² a 500 K. Ache Kp (R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹).
Δn = 2 − 4 = −2. RT = 0.0831 × 500 = 41.55. Kp = 0.5 × (41.55)⁻² = 0.5 / 1726.4 ≈ 2.9 × 10⁻⁴ bar⁻².
5. Para A ⇌ B, K = 4. Uma mistura tem [A] = 0.5 M e [B] = 1.0 M. Para onde ela vai?
Q = [B]/[A] = 1.0/0.5 = 2. Q (2) < K (4), então a reação vai para a direita, formando mais B.
6. Ache ΔG° a 300 K para uma reação com K = 10 (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹).
ΔG° = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J/mol ≈ −5.74 kJ/mol. Negativo, então os produtos são favorecidos.
7. Para H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 64. Começamos com 1 mol de H₂ e 1 mol de I₂ em 1 L. Ache as quantidades no equilíbrio.
ICE: H₂ = 1 − x, I₂ = 1 − x, HI = 2x. Kc = (2x)² / (1 − x)² = 64. Raiz quadrada: 2x/(1 − x) = 8 → 2x = 8 − 8x → x = 0.8. Então H₂ = I₂ = 0.2 mol, HI = 1.6 mol.
8. ΔG° de uma reação a 298 K é +11.4 kJ/mol. Ache K.
log K = −ΔG°/(2.303RT) = −11400/(2.303 × 8.314 × 298) = −11400/5705.8 ≈ −2.0. K = 10⁻² = 0.01. Os reagentes são favorecidos.
Erros comuns
- Escrever os reagentes em cima. K é sempre produtos sobre reagentes.
- Colocar sólidos ou líquidos puros (como CaCO₃(s) ou H₂O(l) como solvente) dentro de K. Deixe-os de fora.
- Contar todos os mols em Δn. Só contam os mols gasosos.
- Achar que no equilíbrio a reação para ou que as quantidades de reagentes e produtos são iguais. Só as velocidades são iguais; as quantidades apenas ficam constantes.