Introdução ao Equilíbrio Químico; Reações Reversíveis e Velocidades; Constantes de Equilíbrio (Kc e Kp); Interpretação de Kc e Kp; Exemplos e Aplicações Cotidianas

Equilíbrio Químico: Fundamentos e Aplicações

Química

Equilíbrio Químico: Fundamentos e Aplicações

Compreenda o estado dinâmico das reações reversíveis e suas constantes.

Sumário

• Introdução ao Equilíbrio Químico

• Reações Reversíveis e Velocidades

• Constantes de Equilíbrio (Kc e Kp)

• Interpretação de Kc e Kp

• Exemplos e Aplicações Cotidianas

Equilíbrio Químico: Introdução

O equilíbrio químico é um estado dinâmico em reações reversíveis, onde as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Isso resulta em concentrações constantes de reagentes e produtos no sistema. É um conceito fundamental para entender processos industriais e biológicos, como a produção de amônia.

Equilíbrio químico: taxas direta e inversa se igualam.

Reações Reversíveis

• Ocorrem simultaneamente nos sentidos direto e inverso.

• Essenciais para o estabelecimento do equilíbrio químico.

• Exemplo: Síntese de amônia (N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃).

• Representadas por setas duplas (⇌) na equação química.

Velocidades de Reação e Equilíbrio

Em um sistema fechado, o equilíbrio químico é estabelecido quando a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da reação inversa. Neste ponto, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes, como ilustrado na formação de iodeto de hidrogênio (H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)). Embora as reações continuem ocorrendo, não há alteração líquida nas quantidades das espécies químicas.

Equilíbrio químico: taxas direta e inversa se igualam.

A Natureza Dinâmica do Equilíbrio

No equilíbrio químico, as concentrações macroscópicas dos reagentes e produtos permanecem constantes. Contudo, as reações direta e inversa continuam ocorrendo ativamente na mesma velocidade, como na formação do amoníaco (N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃). É um estado de constante atividade molecular, não de paralisação.

Este gráfico ilustra a evolução das concentrações de reagentes e produtos até que o equilíbrio químico seja estabelecido.

Constante de Equilíbrio (Kc)

A Constante de Equilíbrio (Kc) quantifica a proporção de produtos e reagentes em equilíbrio, expressa em concentrações molares. Para uma reação genérica aA + bB ⇌ cC + dD, Kc é [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b. Ela indica a extensão da reação, favorecendo produtos se Kc for grande e reagentes se Kc for pequeno.

Equilíbrio químico: metildiazônio e diazometano em equilíbrio.

Constante de Equilíbrio (Kp)

A constante de equilíbrio Kp é utilizada para reações em fase gasosa, expressando a relação entre as pressões parciais dos produtos e reagentes no equilíbrio. Ela indica a extensão da reação, sendo calculada elevando as pressões parciais dos gases aos seus respectivos coeficientes estequiométricos. Por exemplo, para a reação aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g), Kp = (P_C^c * P_D^d) / (P_A^a * P_B^b).

Velocidade média das moléculas de gás em reações de fase gasosa.

Pressão de vapor da água: diagramas e pontos chave.

K &gt; 1: Produtos Favorecidos

K &lt; 1 e K ≈ 1: Reagentes ou Ambos

Quando a constante de equilíbrio (K) é significativamente maior que 1 (por exemplo, K = 10³), a concentração de produtos é preponderante no equilíbrio. Isso indica que a reação direta é altamente favorável, com a maioria dos reagentes convertidos em produtos. Um exemplo é a reação de formação de HBr (H₂ + Br₂ ⇌ 2HBr) a 298 K, onde K é muito grande, favorecendo a formação de HBr.

Se K é muito menor que 1 (por exemplo, K = 10⁻³), os reagentes predominam no equilíbrio, indicando que a reação direta é desfavorável. Quando K se aproxima de 1 (geralmente entre 0,1 e 10), as concentrações de produtos e reagentes são comparáveis no equilíbrio. A dissociação do ácido carbônico (H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻) em água possui um K pequeno, favorecendo os reagentes.

Equilíbrio Químico: Fundamentos e Aplicações

Introdução ao Equilíbrio Químico; Reações Reversíveis e Velocidades; Constantes de Equilíbrio (Kc e Kp); Interpretação de Kc e Kp; Exemplos e Aplicações Cotidianas

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