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Uma reação química pode voltar atrás? Ou seja, podem os produtos da reação se transformar nos reagentes?

Resposta: Sim, é possível. Embora muitas das reações que costumamos ver, como queimas e explosões, sejam irreversíveis (não podem voltar) existem algumas que podem. Aliás, há reações químicas que vão para frente e para trás ao mesmo tempo! Isso é o que chamamos de equilíbrio químico, que é representado por duas flechas, uma apontando a direção de ida e a outra a de volta:

N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 

 

Características do equilíbrio químico:

1) Quando uma reação química encontra-se em equilíbrio, as quantidades de todos os participantes (reagentes e produtos) são constantes. Isso não significa que a reação parou. O equilíbrio é dinâmico, ou seja, regentes e produtos estão sendo formados e decompostos todo o tempo.

2) Uma catalisador não altera o equilíbrio, ou seja, as quantidades de cada participante continuam as mesmas. Isso ocorre porque o catalisador acelera a reação para a frente e também a reação para trás.

N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 

Nessa representação , a reação para a frente é a formação de NO₂ e a reação para trás é a formação do N₂O₄ .Essa reação é muito interessante porque os gases tem cores diferentes e as transformações podem ser observada diretamente. Isto será particularmente interessante quando quisermos "empurrar" o equilíbrio para frente ou para trás, com veremos na seção sobre o princípio de Le Chatelier.

velocidades de reação

Equilíbrio é alcançado quando a velocidade d areação para frente é igual à velocidade da reação para trás. Sabemos que a velocidade de reação é dada pela constante k multiplicada apela concentração de cada reagente. Continuando com nosso exemplo temos:

 

Reação pra frente:

N₂O₄ → 2NO₂

rate = k_f [N₂O₄]

 

Reação pra trás:

2NO₂ → N₂O₄

rate = k_r [NO₂]²

 

A constante de equilíbrio - K_c

Quando a reação está em equilíbrio, estas velocidades devem ser iguais e portanto:

k_f [N₂O₄] = k_r [NO₂]²

k_f / k_r = [NO₂]² / [N₂O₄] = K_c

O valor de K_c para esta reação é 4,6 x 10^-3 na temperatura de 25 °C . Estudaremos também como o equilíbrio muda em resposta à variações de temperatura. Neste caso o valor de K_c é muito pequeno, o que indica que a concentração de equilíbrio de NO₂ é muito maior que a de N₂O.

 

Usando ainda o mesmo exemplo, calcule a concentração de equilíbrio de N₂O₄ no caso em que a de NO₂ é 0.1 mol de NO₂.

[NO₂]² / [N₂O₄] = K_c = 4,6 x 10^-3

Inserindo a concentração de NO₂:

(0,1)² / [N₂O₄] = 4,6 x 10^-3 ==> N₂O₄] = 1*10^-2 / 4,6 x 10^-3 = (1/4,6)(10^-2/10^-3) = 0.21 *10 = 2,1

 

O caminho para o equilíbrio

Imagine agora a seguinte situação: o reator encontra-se vazio e inserimos apenas N₂O₄. Este irá reagir para formar NO₂ até que as quantidades de equilíbrio sejam estabelecidas, conforme os gráficos abaixo:

 

Gráficos ilustrando o caminho para o equilíbrio. Fonte: wikipedia(adaptado)

No gráfico da esquerda observa-se as variações das concentrações. A de NO₂ é zero inicialmente. À mediada que NO₂ se forma, a concentração de N₂O₄ diminui. Depois que o equilíbrio é alcançado, os gráficos são linhas paralelas ao eixo horizontal.

No gráfico À direita estão as variações das velocidades (rate) de reação. Como estas dependem da concentração, elas variam até ficarem iguais, no equilíbrio.

Cálculos envolvendo pressões parciais - a constante de equilíbrio K_p

A constante de equilíbrio - K_c - é baseada nas concentrações. No caso de reações envolvendo gases (como no exemplo acima) é mais conveniente usar as pressões parciais invés das concentrações. A constante de equilíbrio escrita assim chama-se K_p. Portanto, no exemplo acima:

K_p = P² _NO2 / P _N2O4

e portanto análoga a:

K_c = [NO₂]² / [N₂O₄]

 

Cálculos envolvendo solubilidade - a constante de equilíbrio K_ps

revisar soluções >>

K_ps ou produto de solubilidade é usada para substâncias pouco solúveis.

No caso do AgCl por exemplo, temos:

AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl^-

K_ps = [Ag⁺][Cl^-]

A concentração do sal (AgCl) no estado sólido tem o valor = 1 e por isso não aparece.

A solubilidade pode ser calculada a partir do K_ps, da seguinte forma:

K_ps = [Ag⁺][Cl^-] = x² = 1.77*10⁻¹⁰

Isso decorre do fato de as concentrações de ambos íons serem iguais.

x = 1.33*10⁻⁵ M

 

 

 

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© Ricardo Esplugas de Oliveira, 2020