Como ocorre o processo de deslocamento do equilíbrio químico em uma reação química?

Aprenda sobre o fenômeno que ocorre nas reações químicas reversíveis entre reagentes e produtos

25 ago 2022 - 15h00

(atualizado em 26/8/2022 às 10h39)

A maioria das reações químicas termina quando acaba a quantidade de reagentes. Alguns processos não se completam. O fato disso ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, esses produtos voltam a formar os reagentes originais. Se isso não ocorrer, essas reações não chegarão ao final e atingirão um equilíbrio químico.

Equilíbrio químico é responsável por estudar as reações reversas (Imagem: Shutterstock)

Foto: Portal EdiCase

Reação reversível 

Ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.

Equilíbrio homogêneo 

Todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Normalmente ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.

Equilíbrio heterogêneo 

As substâncias estão em fases diferentes. Normalmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas. 

Fórmula da Lei da Ação das Massas

Foto: Shutterstock / Portal EdiCase

Constante de equilíbrio (Kc)

Constante equilíbrio em função das concentrações. É dada pela divisão das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química. A fórmula é a Lei da Ação das Massas (Guldberg-Waage). 

Deslocamento do equilíbrio 

É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico. Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alterados, porém o valor de Kc mantém-se o mesmo.

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Introdução:

O Princípio de Le Chatelier diz que quando é causada algum tipo de perturbação num sistema em equilírbio, este se deslocará no sentido que tende a anular essa perturnação, procurando retornar ao estado de equilíbrio.

Por exemplo, se aumentarmos a concentração dos reagentes de uma reação reversível, o equilíbrio se deslocará no sentido direto, isto é, da formação dos produtos e de consumo dos reagentes. O contrário também é verdadeiro, se aumentarmos a concentração dos produtos, o equilíbrio químico será deslocado no sentido iverso, de consumo dos produtos e formação dos reagentes.

Mas, além da concentração existem outros fatores que podem alterar o equilíbrio iônico de uma reação química. Dois deles são o número de coordenação do cátion metálico (quantidade de ânions que cercam o cátion no arranjo cristalino) e o grau de hidratação (quantidade de moléculas de água que existem no arranjo cristalino do sal).

Isso acontece, por exemplo, no caso de alguns sais, tais como o cloreto de cobalto e o sulfato de cobre. O cloreto de cobalto II (CoCl4) é muito usado nos conhecidos “galinhos do tempo”, que são bibelôs que mudam de cor, ajudando a prever se irá chover ou se fará calor.

Quando o cloreto de cobalto II está em solução aquosa, estabelece-se o seguinte equilíbrio químico:

O íon [CoCl4]2-(aq)  apresenta cor azul, sendo que o número de coordenação de seu cátion é 4 e ele é anidro, isto é, não possui moléculas de água em seu arranjo cristalino. Já o íon [Co(H2O)6]2+ apresenta cor rosa, sendo que seu número de coordenação é igual a 6 e ele é hidratado.

Essa solução é passada nos bibelôs citados. Assim, quando o tempo está seco, o sal fica da cor azul e indica que provavelmente não irá chover. Além disso, a temperatura alta do ambiente desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, que absorve calor, que é a inversa:

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No entanto, em dias bastante úmidos o galo fica da cor rosa, devido à presença de água de cristalização, indicando possibilidade de chuva. A temperatura baixa favorece o deslocamento do equilíbrio para o sentido direto (de formação do sal rosa), pois essa é uma reação exotérmica, com liberação de calor:

Esse mesmo princípio vale para o sulfato de cobre (CuSO4) que quando está anidro é branco, mas quando está hidratado fica da cor azul:

Isso pode ser mostrado por meio do experimento a seguir:

Materiais e Reagentes:

• Sulfato de cobre hidratado II (CuSO4 . n H2O);
• Lamparina;
• Pregador de madeira;
• Tubo de ensaio.

Procedimento Experimental:

1.Coloque uma pequena quantidade do sulfato de cobre II no tubo de ensaio;

2.Segurando com o pregador, aqueça o tubo de ensaio na lamparina acesa;

3.Observe o que acontece com a cor do sal;

4.Deixe o sistema em repouso durante certo tempo;

5.Observe novamente o que acontece com a cor do sulfato de cobre.

Resultados e Discussão:

O sal inicialmente é hidratado, por isso, apresenta coloração azul. Mas quando ele é aquecido, sua água evapora e ele se torna branco. Com o tempo e em repouso ele absorve a umidade do ar e começa a se tornar azul novamente.

A variação da temperatura também é outro fator que alterou o equilíbrio; pois quando ela foi aumentada, a reação se deslocou no sentido da reação que absorve calor, endotérmica, e quando a temperatura foi diminuindo, o equilíbrio de deslocou no sentido da reação que libera calor, exotérmica.

O professor pode pedir para que os alunos expliquem o ocorrido, escrevam as equações químicas envolvidas, indiquem qual é exotérmica e qual é endotérmica e se esse fenômeno obedece ao Princípio de Le Chatelier.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

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