Equilíbrio químico

A dinâmica das reações entre substâncias não pode ser compreendida sem o conceito de equilíbrio químico. Não importa se em termos da transferência de elétrons - equilíbrio de oxidação e redução -, do intercâmbio de cargas elétricas - equilíbrio iônico - ou de processos de outra natureza, a situação de equilíbrio químico determina a estabilidade a que tende toda reação.
Equilíbrio químico é um fenômeno que ocorre quando, em condições definidas de temperatura e pressão, as velocidades de uma reação química reversível se igualam nos dois sentidos. Nesse ponto, as concentrações de todas as substâncias presentes no sistema permanecem constantes, apesar de continuar a processar-se a reação, motivo pelo qual o fato é também denominado equilíbrio dinâmico.

Evolução de uma reação química. A interação de duas ou mais substâncias suscita o desenvolvimento de uma reação química quando, em condições favoráveis, os átomos ou moléculas dessas substâncias apresentam uma quantidade de energia adequada, denominada energia de ativação. Esta última relaciona-se com a magnitude do aumento da energia interna associada às partículas e responsável pela ocorrência da reação.
Assim, o contato de uma molécula de cloro, Cl2, com uma molécula de hidrogênio, H2, resulta na formação de duas unidades moleculares de ácido clorídrico, HCl, segundo a reação.
 
Como em toda reação reversível, isto é, que ocorre tanto no sentido de formação do produto quanto no de formação dos reagentes a partir do produto, nesse processo as concentrações dos reagentes diminuem progressivamente, até chegar a uma situação de equilíbrio, em que as velocidades das reações nos dois sentidos são iguais. Nesse instante, o sistema reacional é constituído por uma mistura de ácido clorídrico, cloro e hidrogênio. O estudo das condições de equilíbrio químico baseia-se em critérios fundamentalmente dinâmicos, uma vez que, alcançadas essas condições, as reações ocorrem, em ambos os sentidos, simultaneamente e sem interrupções.

Lei da ação das massas. Um dos princípios básicos a partir dos quais se desenvolveu o conceito de equilíbrio químico é a chamada lei da ação das massas, enunciada pelos químicos noruegueses Cato Maximiliam Guldberg e Peter Waage, em 1866.

A expressão matemática da lei de ação de massas é dada por
       [C]c . [D]d
  Kc = ------------
       [A]a . [B]b
onde as concentrações molares de cada substância são representadas entre colchetes e Kc é a chamada constante de equilíbrio. Pode-se interpretar essa lei em termos das velocidades de reação (v) e através das seguintes expressões:
v1 = k1 [A].[B] e v2 = k2 [C] [D]
onde k1 e k2 são constantes de velocidade referentes às reações de formação e de decomposição do produto, respectivamente. Nesses termos, a constante de equilíbrio Kc é equivalente ao quociente das constantes de velocidade (Kc = k1/k2).
Na expressão matemática da constante de equilíbrio, as concentrações molares dos produtos da reação estão no numerador, enquanto as relativas aos reagentes se situam no denominador. Conseqüentemente, quando essa constante tiver valor elevado haverá forte tendência à formação de produtos, motivo pelo qual se diz que o equilíbrio está deslocado no sentido da direita. Inversamente, quando o valor de Kc for baixo, a reação ocorre, de preferência, no sentido da esquerda, isto é, da decomposição do produto, ou formação dos reagentes.

Leis de deslocamento do equilíbrio. O deslocamento das condições de equilíbrio é regido por dois princípios básicos, enunciados pelo holandês Jacobus Henricus van"t Hoff e pelo francês Henry-Louis Le Chatelier.
A lei de Van"t Hoff fornece interessantes conclusões quanto ao comportamento do equilíbrio químico em face da mudança de temperatura. Se a reação é exotérmica (que libera calor), o aumento da temperatura leva à diminuição da constante de equilíbrio. O equilíbrio é então deslocado no sentido dos reagentes, ou seja, no sentido da reação oposta, que é endotérmica (que absorve calor). O aumento de temperatura leva ao deslocamento do equilíbrio no sentido dos produtos, pois a constante de equilíbrio cresce.
Esse comportamento é o caso particular de um princípio geral, o de Le Chatelier: num sistema em equilíbrio químico, a modificação de qualquer coordenada intensiva, cujo valor não depende da quantidade da substância, provoca no equilíbrio uma mudança que tende a anular tal modificação. Em outras palavras, na reação química, o aumento de temperatura mediante o fornecimento de calor desloca o equilíbrio no sentido em que houver absorção de calor. Da mesma forma, se houver aumento de pressão, o sistema reacional modifica-se, favorecendo o integrante da reação que ocupar menor volume.
Analisando-se a reação de síntese e decomposição da molécula da água, 
se a temperatura é reduzida, a reação tende a opor-se a esse resfriamento, sendo então o equilíbrio deslocado para a direita, o que provoca liberação de calor. Por outro lado, um aumento da temperatura causa o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, no sentido de decomposição da água e absorção do calor.

Diferenciação dos equilíbrios químicos. As leis gerais de equilíbrio são válidas também para os processos de reação entre ácidos e bases, bem como nos processos de oxidação-redução, em que a reação se deve à perda ou ganho de elétrons, respectivamente.
Outro grupo de reações químicas que são regidas pelas leis de equilíbrio são as de precipitação, através das quais se dá a formação de substâncias sólidas a partir de uma solução. Também obedecem às leis de equilíbrio as reações que envolvem compostos de coordenação, substâncias constituídas por moléculas integradas por um átomo central, geralmente um metal de transição, que formam um grupo isolado de compostos químicos, com propriedades distintas.
Por fim, o conceito de equilíbrio químico é aplicável às reações de formação e decomposição de compostos iônicos e à modificação do estado de agregação de uma substância, a que também se dá o nome de mudança de fase.