Equilíbrio Químico e Reações

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INTRODUÇÃO 
Em princípio, todas as reações químicas são geralmente consideradas reversíveis, ou seja, podem ocorrer tanto de reagentes para produtos, como de produtos para reagentes. Assim, à medida que a reação direta prossegue, as concentrações molares de A e B diminuem ou são consumidas, enquanto as concentrações molares de C e D aumentam ou se formam.
Após algum tempo, uma reação química para, ou seja, não há mais mudanças visíveis, como alteração de cores ou liberação de gases. Isso acontece porque as velocidades das reações que formam os produtos a partir dos reagentes e das que formam os reagentes a partir dos produtos se igualam.
Como resultado, as concentrações de reagentes e produtos se mantêm constantes. Essa situação, em que as concentrações dos componentes em um sistema fechado não mudam mais com o tempo, é chamada de equilíbrio químico.
O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema (BROWN, 2005, p. 531).
O Equilíbrio Químico ocorre quando se tem uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade. De acordo com CASTELLAN (1986) "transformações irreversíveis são transformações reais, naturais ou espontâneas. Dessa forma, algumas reações químicas não seguem o comportamento comum de continuar até que todos os reagentes sejam consumidos, resultando no fim da reação e em vez disso, essas reações são reversíveis, o que significa que ocorrem em ambos os sentidos ao mesmo tempo: os reagentes se transformam em produtos e, simultaneamente, os produtos se transformam de volta em reagentes.
Essa dinâmica dupla é característica das reações em equilíbrio químico, onde a taxa de formação dos produtos a partir dos reagentes é igual à taxa de formação dos reagentes a partir dos produtos, resultando em concentrações constantes de ambos ao longo do tempo. Isso é fundamental em muitos processos químicos, tanto em laboratórios quanto na natureza, porque permite a manutenção de um estado de equilíbrio que pode ser perturbado e ajustado conforme necessário.
HARRIS (2012) diz que quando se tem -ΔH e -ΔS (ou, +ΔH e +ΔS) o que definira a reação como favorecida ou não, é a variação Energia Livre de Gibbs.
O valor da variação de energia livre de Gibbs (ΔG°) em uma reação química quando ΔG° é negativo, a reação é favorecida, ou seja, ela é espontânea. Isso significa que a contribuição favorável da entalpia (ΔH°) supera a contribuição desfavorável da entropia (TΔS°). Em outras palavras, a reação tende a ocorrer por conta própria. Por outro lado, quando ΔG° é positivo, a reação não é espontânea, ou seja, ela não tende a ocorrer por conta própria. O equilíbrio é alcançado quando ΔG° é igual a zero, indicando que não há uma tendência líquida para a reação prosseguir em nenhuma direção, e as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes.
Uma constante de equilíbrio, K, pode ser obtida para a equação geral, aplicando a lei da ação das massas, sendo assim, de acordo com CASTELLAN (1986), a constante de
equilíbrio é dada por:
A energia livre de reação é a diferença entre as energias livres molares de produtos e
Através da constante de equilíbrio é, portanto, possível calcular a energia livre de reação:
 ΔrG° = -RT InK
Segundo HARRIS (2012), é importante notar que uma reação com ΔG° negativo é espontânea, o que significa que ela tende a ocorrer naturalmente. No entanto, isso não garante que a reação acontecerá rapidamente ou com uma velocidade perceptível. A velocidade da reação depende da energia livre de ativação, que é a quantidade de energia necessária para iniciar a reação. Portanto, mesmo que uma reação seja termodinamicamente favorável (ΔG° negativo), ela pode ser lenta se a energia de ativação for alta.
Referencias
HARRIS, DANIEL C. Analise Química quantitativa, 8° edição, Rio de janeiro, LTC, 2012
CASTELLAN, GILBERT. Fundamentos de Físico- químico, Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
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