Equilíbrio químico: Kc e Kp Notas de revisão para ENEM Química

Equilíbrio químico: Kc e Kp

Introdução ao equilíbrio químico

O equilíbrio químico é uma parte fundamental da físico-química que estuda sistemas onde as reações acontecem de forma reversível. Nessas situações, as reações ocorrem simultaneamente nos dois sentidos, e com o passar do tempo, as velocidades de consumo dos reagentes e formação dos produtos se tornam iguais.

Em sistemas fechados, onde não há troca de matéria com o meio externo, observamos que as reações químicas se tornam reversíveis em maior ou menor grau. Isso significa que as reações acontecem tanto no sentido direto (reagentes formando produtos) quanto no sentido inverso (produtos se reconstituindo em reagentes).

Ponto de equilíbrio: v₁ = v₂

O momento em que o equilíbrio é estabelecido pode ser representado através de um gráfico de velocidade versus tempo, onde:

$V_1$ representa a velocidade da reação direta (máxima no início)
$V_2$ representa a velocidade da reação inversa (nula no início)

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Quando as duas velocidades se igualam ( $V_1 = V_2$ ), o sistema atinge o equilíbrio dinâmico. Neste ponto, as concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes, embora as reações continuem ocorrendo em ambos os sentidos.

Constante de equilíbrio de concentração (Kc)

Definição da constante de equilíbrio (Kc)

Para determinar quantitativamente se um equilíbrio químico tende para a reação direta ou inversa em uma determinada temperatura, utilizamos uma constante de equilíbrio K, que pode ser calculada em termos de concentração em mol/L ( $K_c$ ) ou pressão parcial ( $K_p$ ).

Expressão matemática

A constante de equilíbrio é baseada nas concentrações dos reagentes e produtos no momento em que o equilíbrio químico se estabelece.

De forma geral, a constante de equilíbrio pode ser representada por:

$K_c = \frac{[\text{Produtos}]}{[\text{Reagentes}]}$

Considerando a seguinte reação: $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$

Para esta equação, a constante de equilíbrio pode ser definida como:

$K_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$

infoNote

Onde as letras maiúsculas representam a concentração dos reagentes e produtos, em mol/L, as letras minúsculas são os coeficientes estequiométricos, e $K_c$ é igual à constante de equilíbrio.

Pontos importantes sobre Kc

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Regra fundamental: Substâncias líquidas e sólidas não devem ser consideradas na expressão do equilíbrio, uma vez que não há como definir um valour de concentração já que temos o solvente (líquido) e o soluto (sólidos) isolados.

Constante de equilíbrio de pressão (Kp)

Definição da constante de equilíbrio em relação à pressão (Kp)

Para sistemas gasosos, a expressão da constante de equilíbrio se dá em função das pressões parciais dos componentes do sistema. A definição de $K_p$ é análoga à de $K_c$ , bastando substituir as concentrações molares dos componentes (mol/L) pelas suas respectivas pressões parciais (atm).

Expressão matemática

Considerando a equação genérica abaixo, onde todas as substâncias envolvidas encontram-se no estado gasoso:

$aA_{(g)} + bB_{(g)} \rightleftharpoons cC_{(g)} + dD_{(g)}$

A constante de equilíbrio em função das pressões parciais pode ser definida como:

$K_p = \frac{(P_c)^c(P_d)^d}{(P_a)^a(P_b)^b}$

Relação entre Kc e Kp

Fórmula de conversão

Para relacionar as duas constantes de equilíbrio, utilizamos a seguinte fórmula:

$K_p = K_c(RT)^{\Delta n}$

infoNote

Onde:

$\Delta n$ = número de mols dos produtos - número de mols dos reagentes
$K_p$ = constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (atm)
$K_c$ = constante de equilíbrio em termos de concentração molar (mol/L)
$R$ = 0,082 atm.L.mol⁻¹.K⁻¹
$T$ = temperatura do sistema em Kelvin ( $T = °C + 273$ )

Exercícios resolvidos

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Exemplo Trabalhado 1

$2 NO_2 \rightleftharpoons N_2O_4$ com $K_c = 170$

Sabendo que no equilíbrio a concentração de $NO_2$ é igual a 0,040 mol.L⁻¹, determine a concentração de $N_2O_4$ na mesma situação.

Resolução:

Montamos a expressão de equilíbrio para a situação apresentada: $K_c = \frac{[\text{produto}]}{[\text{reagente}]} = \frac{[N_2O_4]}{[NO_2]^2}$
Substituindo $[NO_2] = 0,04$ e $K_c = 170$ , temos que: $170 = \frac{[N_2O_4]}{(0,04)^2}$

$[N_2O_4] = 0,272 \text{ mol/L}$

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Exemplo Trabalhado 2

O equilíbrio envolvido na formação de ácido na água da chuva está representado pela equação:

$2 SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2 SO_3$

Calcule o valour da constante de equilíbrio nas condições em que reagiram 6 mol/L de $SO_2$ com 5 mol/L de $O_2$ , obtendo 4 mol/L de $SO_3$ quando o sistema atingiu o equilíbrio.

Resolução:

Montamos uma tabela para determinar as concentrações em mol/L dos participantes da reação no equilíbrio:

	$2 SO_2$	$+ O_2$	$\rightleftharpoons 2 SO_3$
Início	6	5	0
Reação	4	2	4
Equilíbrio	2	3	4

Com a tabela devidamente preenchida, podemos montar a expressão de equilíbrio: $K_c = \frac{[SO_3]^2}{[SO_2]^2[O_2]} = \frac{[4]^2}{[2]^2[3]} = \frac{16}{12} = \frac{4}{3} \approx 1,33$

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Exemplo Trabalhado 3

Considerando um reservatório mantido à temperatura constante, tem-se estabelecido o equilíbrio químico $PCl_5 \rightleftharpoons PCl_3 + Cl_2$ . Sabendo que as pressões parciais no equilíbrio são $p(PCl_5) = 0,15$ atm, $p(PCl_3) = 0,30$ atm e $p(Cl_2) = 0,10$ atm, determine o valour de $K_p$ (em atm) da reação.

Resolução:

Seguindo as mesmas etapas utilizadas para calcular o $K_c$ , temos que: $K_p = \frac{p(PCl_3) \times p(Cl_2)}{p(PCl_5)} = \frac{0,30 \times 0,10}{0,15}$

$K_p = 0,20$ atm

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Pontos-Chave para Lembrar:

Equilíbrio químico dinâmico: Situação onde as velocidades das reações direta e inversa são iguais, mantendo concentrações constantes
$K_c$ utiliza concentrações molares: Aplicável para qualquer estado físico, expressa em mol/L
$K_p$ utiliza pressões parciais: Aplicável apenas para gases, expressa em atm
Relação $K_p = K_c(RT)^{\Delta n}$ : Fórmula fundamental para converter entre as duas constantes
$\Delta n$ = mols produtos - mols reagentes: Sempre calcular pela diferença dos coeficientes estequiométricos dos gases

Equilíbrio químico: Kc e Kp (ENEM Química): Notas de revisão