Equilíbrio Químico (Princípio de Lê Chatelier)


Deslocamento de equilíbrio

O químico francês Henry Louis Lê Chatelier estudou a influência de fatores como pressão, tempe­ratura e concentração dos reagentes que podem des­locar o equilíbrio químico e formulou o Princípio da Fuga ante a Força ou, como é mais conhecido, Princípio de Lê Chatelier. Segundo esse princípio, o equilíbrio químico é des­locado para a direção contrária àquela em que a força é exercida, a fim de anular a perturbação causada por ela, ou seja, o sistema tende a consumir o acréscimo de pres­são, temperatura e concentração aplicado sobre ele.

Equilíbrio Químico

Pressão

A pressão atua de forma significativa em sistemas gasosos, mas não representa grandes alterações em sis­temas líquidos ou sólidos. Sabe-se que o aumento da pressão a temperatura constante leva à redução do volume do sistema. Assim, o aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume e a redução da pressão o desloca para o lado de maior volume.

A reação no sentido direto (da esquerda para a direi­ta) é exotérmica; a reação inversa (da direita para a es­querda) é endotérmica. Quando se aumenta a temperatura do sistema, o equilíbrio é deslocado para a esquerda (sen­tido endotérmico); quando se reduz a temperatura, o equi­líbrio é deslocado para a direita (sentido exotérmico).

Concentração molar

De acordo com o Princípio de Lê Chaíe/ier, o siste­ma é deslocado no sentido de consumir a perturbação provocada sobre ele. Dessa forma, se a concentração de um participante da reação é aumentada, o equilíbrio é deslocado no sentido de consumir esse acréscimo de con­centração. Quando se tira certa quantidade de um parti­cipante da reação, o equilíbrio é deslocado no sentido de refazer a quantidade retirada.

Quando se aumenta a concentração de N2 ou de H2, o equilíbrio é deslocado para a direita. Aumentando-se a concentração de NH3, é deslocado para a esquerda. Reti­rando-se certa quantidade de N2 ou H2, o equilíbrio é deslocado para a esquerda. Retirando-se certa quantida­de de NH3, é deslocado para a direita.

Observando a equação, identificam-se quatro volu­mes molares no primeiro membro e dois volumes mola­res no segundo. Logo, aumento de pressão desloca o equi­líbrio para a direita (menor volume) e redução de pres­são desloca-o para a esquerda (maior volume).

Temperatura

As reações químicas podem ser endotérmicas – pro­cessam-se com a absorção de calor – e exotérmicas – processam-se com liberação de calor. As reações endo­térmicas são facilitadas com o aumento de temperatura do sistema e as exotérmicas são facilitadas com a redu­ção de temperatura.

Observação
O equilíbrio se desloca até se reajustar a uma nova situação de equilíbrio.

Lembre-se: o catalisador não desloca o equilí­brio químico, apenas faz com que seja atingido de forma mais rápida.

Efeito do íon comum

Este fenômeno de deslocamento do equilíbrio iônico segue o “Princípio da Fuga ante a Força”, de Lê Chatelier, e seu principal objetivo é reduzir a ionização ou dissocia­ção do eletrólito, reduzindo sua força.

Grau de ionização ou dissociação (a)

O grau de ionização ou dissociação é dado pela re­lação entre o número de móis ou de moléculas que ioni­zam ou dissociam e o número de móis ou de moléculas que foram dissolvidos na água.

Adicionando-se à solução aquosa desse ácido o sal acetato de sódio (CH3COO~Na+), que tem o íon acetato (CH3COO~) em comum, o equilíbrio químico será deslo­cado para a esquerda, acarretando diminuição da ioniza­ção do ácido acético.

Equilíbrio iônico

Todos os equilíbrios químicos que envolvem íons são denominados equilíbrios iônicos. Os processos de forma­ção de íons em solução são conhecidos como ionização (compostos covalentes polares) e dissociação iônica (compostos iônicos). Esses processos são reversíveis, constituindo, após certo tempo de reação, um sistema em equilíbrio químico. Assim sendo, pode-se extrair sua constante de equi­líbrio iônico. Quanto maior for o a, maior será a força do ácido ou da base.

Poliácidos e polibases

Existem ácidos com mais de uma etapa de ioniza­ção, são os chamados poliácidos ou polipróticos. Para esses ácidos, cada etapa de ionização apresenta um va­lor de Ka, sendo o primeiro maior que os demais.

Para bases com mais de uma hidroxila (polibases), o processo é o mesmo, tem-se várias etapas de dissociação e vários valores de Kb, sendo o primeiro sempre maior que os demais. Observe o exemplo.

+ H20(<) ?» H30+(.q) + CM-,.,, Sua equação de equilíbrio químico é Ca(OH)2 ^ CaOH+ CaOFT £ Ca2+ + K, = 4 • IO”2 K, = 3,74 • IO-3 Kc = [H30+]-[CN-] [HCN] Considerando que a água é o solvente, pode-se ob­servar que a concentração molar praticamente não varia, podendo-se concluir que é constante. O valor de Kc pode ser chamado de Ki (constante de equilíbrio iônico) para esse tipo de sistema. Perceba que Kj > K2 (a segunda ionização ou disso­ciação é mais difícil que a primeira).

Como já foi visto, quanto mais ionizado ou dissoci­ado for o ácido ou a base, maior será sua força. O valor da constante é proporcional à concentração de íons formados.

Sendo assim, pode-se dizer que
• quanto mais elevado o valor de Ka, mais ionizado o ácido estará, sendo ele um ácido forte;
• quanto maior o valor de Kb, maior será a disso­ciação da base e mais forte ela será.

Lei de Ostwald

O químico alemão Wilhelm Ostwald relacio­nou constante de ioniza­ção (Ki), grau de ioniza­ção (a) e concentração molar (Wl) resultando na expressão: r/2 • Wl Ki= o_w

Quando o ácido ou a base são fracos ou pouco ioni­zados (< 5%), o valor de a é muito pequeno e pode-se considerar, então, que a expressão (l – a) é aproxima­damente igual a l. Assim, para ácidos e bases fracos, a Lei de Ostwald pode ser expressa por Ki = a2 • W.

Observações
• Ki pode ser chamado de Ka nos processos de equilíbrio iônico que envolvem ácidos.
• Ki Também pode ser chamado de Kb nos processos de equilíbrio iônico que envolvem bases.
• Como ocorre com o Kc, os valores de Ka e Kb variam com a temperatura.

Produto iônico da água

A água é um eletrólito muito fraco, isto é, ela ioniza mui­to pouco conforme o equilíbrio: H2O + H2O +* H3O+ + OH~ ou, de forma simplificada: H2O <I* H+ + OH”. A constante de ionização da água é dada pela equação: Ki = [H20] Ki • [H2O] = Kw (constante do produto iônico da água) Kw = [H+] • [OH-] Kw = l • IO’14 (25°C) Dessa forma: [H+] = [OH~] – IO-7 Soluções neutras, ácidas e básicas Solução ácida Solução ácida é aquela em que a concentração de H+ é superior à concentração de OH”. [H+] > [OH-]
Exemplo:
[H+] = IO-4 mxAli
[OH-] = IO’10 mo\li

Solução básica
Solução básica é aquela em que a concentração de OH~ é superior à concentração de H+.
[OH-] > [H+]
Exemplo:
[H+] = IO’12 mol/l
[OH-] = IO’2 mo\/l

Solução neutra
Chama-se solução neutra aquela em que a concen­tração de H+ é igual à concentração de OH” .
[H+] = [OH-]
Exemplo: [H+] – IO-7 [OH-]= I0