Equilíbrio Químico — Princípio de Le Chatelier, Kc e Kp

Equilíbrio químico é o estado de uma reação reversível em que as reações direta e inversa ocorrem na mesma velocidade, de modo que a composição total para de mudar. Isso não significa que as quantidades dos dois lados sejam iguais. Na maioria das questões introdutórias de química, as ferramentas centrais são $Kc$, $Kp$ e o princípio de Le Chatelier.

Se você precisa decidir se produtos ou reagentes são favorecidos, escreva a expressão de equilíbrio. Se precisa prever a direção de uma mudança, use o princípio de Le Chatelier ou compare $Q$ com $K$.

Equilíbrio Químico Significa Velocidades Iguais, Não Quantidades Iguais

Considere uma reação reversível:

$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$

No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa. É por isso que as quantidades de $A$, $B$, $C$ e $D$ param de variar com o tempo.

Isso não significa que as quantidades sejam iguais. Um sistema pode estar em equilíbrio com predominância de reagentes, predominância de produtos ou uma mistura mais equilibrada. A condição é ter velocidades iguais, não uma divisão 50-50.

Como Escrever A Expressão De $Kc$

$Kc$ é a constante de equilíbrio escrita em termos de concentrações, geralmente em $\mathrm{mol/L}$ na química introdutória.

Para a reação geral acima,

$$Kc = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

Apenas espécies cujas concentrações podem variar de forma significativa na mistura entram na expressão. No tratamento introdutório padrão, sólidos puros e líquidos puros são omitidos porque suas atividades são tratadas como constantes.

O valor de $Kc$ dá uma noção rápida de onde o equilíbrio está:

• Se $Kc \gg 1$, os produtos são favorecidos no equilíbrio.
• Se $Kc \ll 1$, os reagentes são favorecidos no equilíbrio.
• Se $Kc$ está próximo de $1$, nenhum dos lados é fortemente favorecido.

Isso é apenas uma tendência. Para resolver um problema real, você ainda precisa da expressão correta e dos expoentes corretos.

Quando Usar $Kp$ Em Vez Disso

$Kp$ é a constante de equilíbrio para equilíbrios em fase gasosa escrita com pressões parciais:

$$Kp = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b}$$

Use $Kp$ quando a reação for descrita em termos de pressões parciais gasosas. Se uma reação não contém gases, $Kp$ normalmente não é a escolha mais natural.

Para equilíbrios gasosos, $Kc$ e $Kp$ se relacionam por

$$Kp = Kc(RT)^{\Delta n_{\mathrm{gas}}}$$

em que $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ é

$$\Delta n_{\mathrm{gas}} = \text{mols de produtos gasosos} - \text{mols de reagentes gasosos}$$

Essa relação se aplica a equilíbrios em fase gasosa na forma introdutória usual. Se não houver gases, $\Delta n_{\mathrm{gas}}$ não é a ferramenta principal a considerar.

Exemplo Resolvido: Encontrando $Kc$ Para $N_2O_4(g) \rightleftharpoons 2NO_2(g)$

Suponha que uma mistura em equilíbrio, a uma certa temperatura, tenha

$$[N_2O_4] = 0.40 \text{ M}, \qquad [NO_2] = 0.20 \text{ M}$$

Então

$$Kc = \frac{[NO_2]^2}{[N_2O_4]} = \frac{(0.20)^2}{0.40} = 0.10$$

Logo, esse equilíbrio favorece os reagentes nessa temperatura porque $Kc < 1$. O passo importante não é decorar o número. É perceber que o coeficiente $2$ na frente de $NO_2$ vira expoente na expressão de equilíbrio.

Para a mesma reação, $\Delta n_{\mathrm{gas}} = 2 - 1 = 1$, então

$$Kp = Kc(RT)$$

Isso mostra como a forma em concentração e a forma em pressão se conectam para essa reação gasosa.

Como O Princípio De Le Chatelier Prevê O Deslocamento

O princípio de Le Chatelier é uma ferramenta de direção. Se um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, a posição de equilíbrio se desloca no sentido que se opõe parcialmente a essa perturbação.

Ele responde à pergunta "para que lado vai se deslocar?". Não informa as novas quantidades exatas no equilíbrio.

Mudanças De Concentração

Adicionar um reagente tende a deslocar o equilíbrio em direção aos produtos. Adicionar um produto tende a deslocá-lo em direção aos reagentes. Remover uma espécie tende a deslocar o equilíbrio no sentido de repor parte do que foi removido.

Esse atalho vale apenas para espécies que importam na expressão de equilíbrio. Alterar apenas a quantidade de um sólido puro não gera a mesma regra de deslocamento baseada em concentração.

Mudanças De Pressão Ou Volume

O atalho usual de pressão importa para equilíbrios gasosos. Se o volume diminui, a pressão aumenta, e o equilíbrio tende a se deslocar para o lado com menor número de mols de gás. Se o volume aumenta, o deslocamento tende a ocorrer para o lado com maior número de mols de gás.

Se os dois lados tiverem o mesmo número total de mols de gás, esse atalho prevê que não há deslocamento apenas por mudança de volume.

Mudanças De Temperatura

A temperatura é diferente porque pode alterar o próprio valor da constante de equilíbrio.

Trate o calor como parte da reação. Em uma reação direta exotérmica, o calor age como produto. Em uma reação direta endotérmica, o calor age como reagente. É por isso que aumentar a temperatura pode favorecer sentidos opostos em reações diferentes.

Catalisadores

Um catalisador ajuda o sistema a atingir o equilíbrio mais rapidamente, mas não altera a posição de equilíbrio por si só.

Use $Q$ Em Comparação Com $K$ Para Prever A Direção

Se você substituir as concentrações ou pressões atuais na mesma expressão antes de o equilíbrio ser atingido, o resultado é chamado de quociente da reação, $Q$.

• Se $Q < K$, o sistema tende a se deslocar para a direita.
• Se $Q > K$, o sistema tende a se deslocar para a esquerda.
• Se $Q = K$, o sistema está em equilíbrio.

Isso costuma ser mais confiável do que uma intuição vaga sobre "favorecer produtos" ou "favorecer reagentes", porque usa a expressão real.

Erros Comuns Em Problemas De Equilíbrio Químico

Confundir Velocidades Iguais Com Quantidades Iguais

No equilíbrio, as velocidades são iguais. As concentrações não precisam ser iguais.

Esquecer Que Os Coeficientes Viram Expoentes

Em $Kc$ ou $Kp$, os coeficientes viram expoentes. Se a equação balanceada tem $2NO_2$, a expressão usa $[NO_2]^2$ ou $(P_{NO_2})^2$.

Incluir Sólidos Puros Ou Líquidos Puros Na Expressão

Nas expressões de equilíbrio introdutórias padrão, sólidos puros e líquidos puros ficam de fora.

Usar O Princípio De Le Chatelier Como Se Fosse Uma Calculadora

O princípio de Le Chatelier fornece a direção de forma confiável. Ele não fornece as quantidades finais exatas.

Supor Que Toda Mudança Altera $K$

A temperatura fixa, mudar concentração, pressão ou volume pode deslocar a posição de equilíbrio, mas não altera o valor de $K$. Mudanças de temperatura são a principal exceção na química básica.

Onde O Equilíbrio Químico É Usado

O equilíbrio químico aparece em toda a química: reações gasosas, sistemas ácido-base, solubilidade, formação de íons complexos e projeto de reações industriais. Ele importa sempre que uma reação pode ocorrer nos dois sentidos e a composição final depende das condições.

Ele também conecta ideias que os estudantes muitas vezes aprendem separadamente. A cinética explica quão rápido um sistema muda. O equilíbrio explica a condição em que ele se estabiliza a uma dada temperatura.

Tente Um Problema Semelhante De Equilíbrio

Tente os mesmos passos em

$$H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2HI(g)$$

Primeiro escreva a expressão de $Kc$. Depois pergunte o que acontece se você adicionar mais $HI$ ou comprimir o recipiente. Essa segunda pergunta é uma verificação útil porque o número total de mols de gás é o mesmo nos dois lados, então o atalho usual de pressão prevê que não há deslocamento.