Resumos · Física e Química APT · Secundário

Estado de equilíbrio e extensão das reações químicas

Estudam-se as reações incompletas e o estado de equilíbrio químico dinâmico, a constante de equilíbrio Kc como medida da extensão da reação, o quociente da reação Q para prever o sentido de evolução do sistema e o Princípio de Le Châtelier (efeito de perturbações no equilíbrio). Matéria do 11.º ano (Química), avaliada no Exame Nacional (prova 715).

4 secções~10 min de leitura3 competênciasNível Padrão 1 · Aprofundamento 3

T·101010 / 17

Perfil de exame

Interpretar o estado de equilíbrio químico como um equilíbrio dinâmicoEscrever e calcular constantes de equilíbrio e relacioná-las com a extensão da reaçãoAplicar o quociente da reação e o Princípio de Le Châtelier

Operadores:interpretacalculaescreveprevêjustificarelaciona

nível básico

Reconhecer o equilíbrio dinâmico e escrever a constante de equilíbrio.

nível avançado

Comparar Q com Kc, calcular constantes de equilíbrio e aplicar o Princípio de Le Châtelier a perturbações.

Profundidade

Texto

Conteúdo · 4 secções

Estado de equilíbrio e extensão das reações químicas

Reações incompletas e equilíbrio dinâmico#

PadrãoAE-fisica-e-quimica-a-11-equilibrio-quimico

Muitas reações são incompletas (reversíveis): não se dão até ao esgotamento dos reagentes, mas atingem um estado em que reagentes e produtos coexistem em quantidades constantes. Representam-se com uma dupla seta «⇌». Ao mesmo tempo que os reagentes se transformam em produtos (reação direta), os produtos regeneram reagentes (reação inversa).

O estado de equilíbrio químico é dinâmico: à escala macroscópica as concentrações mantêm-se constantes, mas à escala microscópica as reações direta e inversa continuam a ocorrer — só que à mesma velocidade, pelo que se compensam. Não há paragem: há igualdade de velocidades (ver Fig. 1).

Concentrações em função do tempo até ao equilíbrio

Fig. 1Fig. 1 — As concentrações variam cada vez mais lentamente até estabilizarem: o equilíbrio dinâmico.

A Fig. 1 mostra a evolução das concentrações no tempo: a do reagente diminui e a do produto aumenta, cada vez mais lentamente, até estabilizarem — o instante a partir do qual ficam constantes marca o equilíbrio. As concentrações de equilíbrio não são, em geral, iguais entre si; o que é igual são as velocidades das duas reações.

O equilíbrio só se estabelece em sistema fechado (sem trocas de matéria com o exterior) e a temperatura constante. Estas condições garantem que as velocidades das reações direta e inversa possam igualar-se e manter-se, definindo um estado estável e reprodutível.

Exemplo resolvido

Reconhecer o equilíbrio num gráfico

Num sistema reacional, as concentrações do reagente e do produto variam e, a partir de certo instante, mantêm-se constantes. Justifica que o sistema atingiu o equilíbrio e caracteriza-o.

Observação
A partir do instante em que as curvas ficam horizontais, as concentrações deixam de variar.
Interpretação microscópica
As reações direta e inversa passaram a ter a mesma velocidade, pelo que se compensam.
Conclusão
Concentrações constantes + reações a ocorrer à mesma velocidade = equilíbrio dinâmico.

Resultado: O equilíbrio corresponde ao patamar de concentrações constantes, com as reações direta e inversa à mesma velocidade.

Erros frequentes

Pensar que no equilíbrio as reações param (continuam, mas à mesma velocidade).
Supor que no equilíbrio as concentrações de reagentes e produtos são iguais (são apenas constantes).

Revisão ativa

A partir de um gráfico de concentração em função do tempo, explica como se reconhece que o sistema atingiu o equilíbrio químico.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Constante de equilíbrio e extensão da reação#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-equilibrio-quimico

A constante de equilíbrio «Kc» exprime, a uma dada temperatura, a relação entre as concentrações de equilíbrio: para «aA + bB ⇌ cC + dD», «Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ» — produtos sobre reagentes, cada concentração elevada ao respetivo coeficiente. O seu valor só depende da temperatura (não das concentrações iniciais).

O valor de «Kc» mede a extensão da reação, isto é, o quanto ela «progride» antes de atingir o equilíbrio. Um «Kc» muito maior do que 1 indica que, no equilíbrio, predominam os produtos (reação extensa); um «Kc» muito menor do que 1 indica que predominam os reagentes (reação pouco extensa); um «Kc» próximo de 1 corresponde a quantidades comparáveis (ver Fig. 2).

Valor de Kc e extensão da reação

Fig. 2Fig. 2 — A ordem de grandeza de Kc indica a extensão da reação no equilíbrio.

Como «Kc» depende da temperatura, o seu valor muda quando a temperatura muda — e é essa a única forma de alterar o próprio «Kc» (as perturbações de concentração ou pressão deslocam o equilíbrio, mas não mudam «Kc»). Numa reação exotérmica, «Kc» diminui com o aumento da temperatura; numa endotérmica, aumenta.

Nas expressões de «Kc», sólidos e líquidos puros não entram (a sua «concentração» é constante). A constante é adimensional na forma usada no ensino secundário. A Fig. 2 relaciona a ordem de grandeza de «Kc» com a extensão da reação, uma leitura muito pedida no Exame.

K_c = \dfrac{[\text{C}]^{c}\,[\text{D}]^{d}}{[\text{A}]^{a}\,[\text{B}]^{b}}

Constante de equilíbrio

Para aA + bB ⇌ cC + dD; concentrações de equilíbrio, cada uma elevada ao coeficiente. Só depende da temperatura.

Exemplo resolvido

Escrever e calcular Kc

Para N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), no equilíbrio [N₂] = 0,20; [H₂] = 0,30 e [NH₃] = 0,40 mol/dm³. Escreve a expressão de Kc e calcula o seu valor.

Expressão
Kc = [NH₃]² / ([N₂] · [H₂]³).
$K_c = \dfrac{[\text{NH}_3]^{2}}{[\text{N}_2]\,[\text{H}_2]^{3}}$
Substituir
Kc = 0,40² / (0,20 × 0,30³) = 0,16 / (0,20 × 0,027).
Calcular
= 0,16 / 0,0054 ≈ 30.

Resultado: Kc ≈ 30 (> 1): no equilíbrio predominam os produtos (reação relativamente extensa).

Erros frequentes

Inverter a expressão (reagentes sobre produtos) ou esquecer os expoentes (os coeficientes).
Pensar que uma perturbação de concentração ou pressão altera o valor de Kc (só a temperatura o altera).

Revisão ativa

Escreve a expressão da constante de equilíbrio para N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) e calcula Kc se, no equilíbrio, [N₂] = 0,20; [H₂] = 0,30 e [NH₃] = 0,40 mol/dm³.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Quociente da reação e sentido de evolução#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-equilibrio-quimico

O quociente da reação «Qc» tem a mesma expressão de «Kc», mas calcula-se com as concentrações em qualquer instante (não necessariamente de equilíbrio). Comparar «Qc» com «Kc» permite prever se o sistema já está em equilíbrio e, caso não esteja, em que sentido vai evoluir para o atingir (ver Fig. 3).

Comparação de Qc com Kc

Fig. 3Fig. 3 — O sistema evolui sempre no sentido que aproxima Qc de Kc.

Se «Qc < Kc», há «poucos produtos» face ao equilíbrio: o sistema evolui no sentido direto (formando mais produtos) até «Qc» igualar «Kc». Se «Qc > Kc», há «produtos a mais»: evolui no sentido inverso (regenerando reagentes). Se «Qc = Kc», o sistema já está em equilíbrio e não evolui.

Esta comparação é a ferramenta para responder a perguntas do tipo «o sistema está em equilíbrio? Se não, em que sentido evolui?». Basta calcular «Qc» com os dados do instante e compará-lo com «Kc» (dado, à mesma temperatura). O sentido de evolução é sempre o que aproxima «Qc» de «Kc».

A Fig. 3 resume os três casos possíveis. Note-se que «Kc» é o valor «alvo» (fixo à temperatura dada) e «Qc» é o valor «atual»; o sistema move-se sempre no sentido que faz «Qc» tender para «Kc».

Exemplo resolvido

Prever o sentido de evolução

Para uma reação com Kc = 30 (a certa temperatura), num dado instante Qc = 5,0. O sistema está em equilíbrio? Em que sentido evolui?

Comparar
Qc = 5,0 e Kc = 30 ⇒ Qc < Kc.
Interpretar
Como Qc < Kc, há produtos a menos face ao equilíbrio.
Concluir
O sistema evolui no sentido direto, formando produtos até Qc igualar Kc (= 30).

Resultado: Não está em equilíbrio (Qc < Kc): evolui no sentido direto, formando mais produtos.

Erros frequentes

Usar a expressão de Kc mas concluir mal o sentido (Qc < Kc ⇒ sentido direto, não inverso).
Comparar Qc e Kc a temperaturas diferentes (Kc depende da temperatura).

Revisão ativa

Num sistema com Kc = 30, num dado instante Qc = 5. Indica, justificando, se o sistema está em equilíbrio e em que sentido evolui.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Princípio de Le Châtelier#

AprofundamentoAE-fisica-e-quimica-a-11-equilibrio-quimico

O Princípio de Le Châtelier afirma que, quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação externa, o equilíbrio desloca-se no sentido que tende a contrariar essa perturbação. É uma regra qualitativa poderosa para prever o efeito de mudanças de concentração, pressão/volume e temperatura (ver Fig. 4).

Efeito das perturbações no equilíbrio

Fig. 4Fig. 4 — O equilíbrio desloca-se no sentido que contraria a perturbação (Le Châtelier).

Concentração: aumentar a concentração de um reagente desloca o equilíbrio no sentido direto (consumindo-o); aumentar a de um produto desloca-o no sentido inverso. Retirar uma substância provoca o efeito contrário. Estas perturbações deslocam o equilíbrio mas não alteram o valor de «Kc».

Pressão/volume (em sistemas gasosos): aumentar a pressão (diminuir o volume) desloca o equilíbrio para o lado com menor número de moles de gás (para «aliviar» a pressão); diminuir a pressão faz o contrário. Se os dois lados tiverem igual número de moles gasosas, a pressão não desloca o equilíbrio.

Temperatura: aumentar a temperatura favorece a reação endotérmica (que absorve o excesso de energia); diminuí-la favorece a exotérmica. Esta é a única perturbação que altera o valor de «Kc». A Fig. 4 sistematiza os efeitos — uma síntese muito útil para o Exame, aplicada, por exemplo, à otimização da síntese do amoníaco (processo de Haber).

Exemplo resolvido

Le Châtelier na síntese do amoníaco

Para N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), reação exotérmica, prevê o efeito de: (a) aumentar a pressão; (b) aumentar a temperatura.

(a) Pressão
Reagentes: 1 + 3 = 4 mol de gás; produtos: 2 mol. Aumentar a pressão desloca para o lado com menos moles ⇒ sentido direto (mais NH₃).
(b) Temperatura
A reação é exotérmica; aumentar a temperatura favorece a reação endotérmica (inversa) ⇒ sentido inverso (menos NH₃), e Kc diminui.
Consequência prática
Para maximizar o NH₃, interessa pressão elevada e temperatura não demasiado alta (compromisso com a velocidade — processo de Haber).

Resultado: Aumentar a pressão favorece o NH₃ (sentido direto); aumentar a temperatura desfavorece-o (sentido inverso).

Erros frequentes

Pensar que uma alteração de concentração ou de pressão muda o valor de Kc (só a temperatura o faz).
Aplicar o efeito da pressão a lados com igual número de moles gasosas (aí não há deslocamento).

Revisão ativa

Para N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) (reação exotérmica), prevê o efeito de: (a) aumentar a pressão; (b) aumentar a temperatura.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

Aprendizagens Essenciais de Física e Química A — 11.º ano (DGE)

Estado de equilíbrio e extensão das reações químicas

4 secções~10 min de leitura3 competênciasNível Padrão 1 · Aprofundamento 3

Estado de equilíbrio e extensão das reações químicas

Pontos-chave

Reconhecer o equilíbrio num gráfico

Pontos-chave

Escrever e calcular Kc

Pontos-chave

Prever o sentido de evolução

Pontos-chave

Le Châtelier na síntese do amoníaco

Fontes

Estado de equilíbrio e extensão das reações químicas

Pontos-chave

Reconhecer o equilíbrio num gráfico

Pontos-chave

Escrever e calcular Kc

Pontos-chave

Prever o sentido de evolução

Pontos-chave

Le Châtelier na síntese do amoníaco

Fontes