Equilíbrio químico

A dinÔmica das reaþ§es entre substÔncias nÒo pode ser compreendida sem o conceito de equilÝbrio quÝmico. NÒo importa se em termos da transferÛncia de elÚtrons - equilÝbrio de oxidaþÒo e reduþÒo -, do intercÔmbio de cargas elÚtricas - equilÝbrio i¶nico - ou de processos de outra natureza, a situaþÒo de equilÝbrio quÝmico determina a estabilidade a que tende toda reaþÒo.
EquilÝbrio quÝmico Ú um fen¶meno que ocorre quando, em condiþ§es definidas de temperatura e pressÒo, as velocidades de uma reaþÒo quÝmica reversÝvel se igualam nos dois sentidos. Nesse ponto, as concentraþ§es de todas as substÔncias presentes no sistema permanecem constantes, apesar de continuar a processar-se a reaþÒo, motivo pelo qual o fato Ú tambÚm denominado equilÝbrio dinÔmico.

EvoluþÒo de uma reaþÒo quÝmica. A interaþÒo de duas ou mais substÔncias suscita o desenvolvimento de uma reaþÒo quÝmica quando, em condiþ§es favorßveis, os ßtomos ou molÚculas dessas substÔncias apresentam uma quantidade de energia adequada, denominada energia de ativaþÒo. Esta ·ltima relaciona-se com a magnitude do aumento da energia interna associada Ós partÝculas e responsßvel pela ocorrÛncia da reaþÒo.
Assim, o contato de uma molÚcula de cloro, Cl2, com uma molÚcula de hidrogÛnio, H2, resulta na formaþÒo de duas unidades moleculares de ßcido clorÝdrico, HCl, segundo a reaþÒo.
 
Como em toda reaþÒo reversÝvel, isto Ú, que ocorre tanto no sentido de formaþÒo do produto quanto no de formaþÒo dos reagentes a partir do produto, nesse processo as concentraþ§es dos reagentes diminuem progressivamente, atÚ chegar a uma situaþÒo de equilÝbrio, em que as velocidades das reaþ§es nos dois sentidos sÒo iguais. Nesse instante, o sistema reacional Ú constituÝdo por uma mistura de ßcido clorÝdrico, cloro e hidrogÛnio. O estudo das condiþ§es de equilÝbrio quÝmico baseia-se em critÚrios fundamentalmente dinÔmicos, uma vez que, alcanþadas essas condiþ§es, as reaþ§es ocorrem, em ambos os sentidos, simultaneamente e sem interrupþ§es.

Lei da aþÒo das massas. Um dos princÝpios bßsicos a partir dos quais se desenvolveu o conceito de equilÝbrio quÝmico Ú a chamada lei da aþÒo das massas, enunciada pelos quÝmicos noruegueses Cato Maximiliam Guldberg e Peter Waage, em 1866.

A expressÒo matemßtica da lei de aþÒo de massas Ú dada por
       [C]c . [D]d
  Kc = ------------
       [A]a . [B]b
onde as concentraþ§es molares de cada substÔncia sÒo representadas entre colchetes e Kc Ú a chamada constante de equilÝbrio. Pode-se interpretar essa lei em termos das velocidades de reaþÒo (v) e atravÚs das seguintes express§es:
v1 = k1 [A].[B] e v2 = k2 [C] [D]
onde k1 e k2 sÒo constantes de velocidade referentes Ós reaþ§es de formaþÒo e de decomposiþÒo do produto, respectivamente. Nesses termos, a constante de equilÝbrio Kc Ú equivalente ao quociente das constantes de velocidade (Kc = k1/k2).
Na expressÒo matemßtica da constante de equilÝbrio, as concentraþ§es molares dos produtos da reaþÒo estÒo no numerador, enquanto as relativas aos reagentes se situam no denominador. Conseq³entemente, quando essa constante tiver valor elevado haverß forte tendÛncia Ó formaþÒo de produtos, motivo pelo qual se diz que o equilÝbrio estß deslocado no sentido da direita. Inversamente, quando o valor de Kc for baixo, a reaþÒo ocorre, de preferÛncia, no sentido da esquerda, isto Ú, da decomposiþÒo do produto, ou formaþÒo dos reagentes.

Leis de deslocamento do equilÝbrio. O deslocamento das condiþ§es de equilÝbrio Ú regido por dois princÝpios bßsicos, enunciados pelo holandÛs Jacobus Henricus van"t Hoff e pelo francÛs Henry-Louis Le Chatelier.
A lei de Van"t Hoff fornece interessantes conclus§es quanto ao comportamento do equilÝbrio quÝmico em face da mudanþa de temperatura. Se a reaþÒo Ú exotÚrmica (que libera calor), o aumento da temperatura leva Ó diminuiþÒo da constante de equilÝbrio. O equilÝbrio Ú entÒo deslocado no sentido dos reagentes, ou seja, no sentido da reaþÒo oposta, que Ú endotÚrmica (que absorve calor). O aumento de temperatura leva ao deslocamento do equilÝbrio no sentido dos produtos, pois a constante de equilÝbrio cresce.
Esse comportamento Ú o caso particular de um princÝpio geral, o de Le Chatelier: num sistema em equilÝbrio quÝmico, a modificaþÒo de qualquer coordenada intensiva, cujo valor nÒo depende da quantidade da substÔncia, provoca no equilÝbrio uma mudanþa que tende a anular tal modificaþÒo. Em outras palavras, na reaþÒo quÝmica, o aumento de temperatura mediante o fornecimento de calor desloca o equilÝbrio no sentido em que houver absorþÒo de calor. Da mesma forma, se houver aumento de pressÒo, o sistema reacional modifica-se, favorecendo o integrante da reaþÒo que ocupar menor volume.
Analisando-se a reaþÒo de sÝntese e decomposiþÒo da molÚcula da ßgua, 
se a temperatura Ú reduzida, a reaþÒo tende a opor-se a esse resfriamento, sendo entÒo o equilÝbrio deslocado para a direita, o que provoca liberaþÒo de calor. Por outro lado, um aumento da temperatura causa o deslocamento do equilÝbrio para a esquerda, no sentido de decomposiþÒo da ßgua e absorþÒo do calor.

DiferenciaþÒo dos equilÝbrios quÝmicos. As leis gerais de equilÝbrio sÒo vßlidas tambÚm para os processos de reaþÒo entre ßcidos e bases, bem como nos processos de oxidaþÒo-reduþÒo, em que a reaþÒo se deve Ó perda ou ganho de elÚtrons, respectivamente.
Outro grupo de reaþ§es quÝmicas que sÒo regidas pelas leis de equilÝbrio sÒo as de precipitaþÒo, atravÚs das quais se dß a formaþÒo de substÔncias s¾lidas a partir de uma soluþÒo. TambÚm obedecem Ós leis de equilÝbrio as reaþ§es que envolvem compostos de coordenaþÒo, substÔncias constituÝdas por molÚculas integradas por um ßtomo central, geralmente um metal de transiþÒo, que formam um grupo isolado de compostos quÝmicos, com propriedades distintas.
Por fim, o conceito de equilÝbrio quÝmico Ú aplicßvel Ós reaþ§es de formaþÒo e decomposiþÒo de compostos i¶nicos e Ó modificaþÒo do estado de agregaþÒo de uma substÔncia, a que tambÚm se dß o nome de mudanþa de fase.