O que é lei de ação em massa?
Imagine o fluxo de água de um nível alto para um nível inferior. A água fluirá para sempre? Não. O fluxo irá parar quando os dois níveis se tornarem iguais. Este fenômeno pode ser considerado um estado de equilíbrio. Essa ideia também se aplica a reações químicas.
Em química, uma massa ativa é a massa de uma substância que está realmente reagindo. A lei da ação da massa afirma que, a uma temperatura constante, a taxa de uma reação química é proporcional às massas ativas das substâncias reagentes. Vamos considerar a seguinte reação:
A + B → C + D
Seja C ‘as concentrações dos componentes em um determinado instante durante o processo de reação. Deixe as concentrações de A, B, C e D ser C ‘ A , C’ B , C ‘ C e C’ D . De acordo com a lei, a taxa de reação (R AB ) entre A e B naquele momento será:
R AB = k 1 C ‘ A C’ B onde k 1 , a constante de proporcionalidade, depende dos reagentes e da temperatura.
Durante a reação, as concentrações dos reagentes A e B diminuiriam e, portanto, sua taxa também diminuiria com o tempo. Da mesma forma, a taxa da reação oposta (R CD ) entre C e D naquele momento será:
R CD = k 2 C ‘ C C’ D
Visto que as concentrações de C e D aumentariam, a taxa R CD também aumentaria. Chegará o tempo em que as taxas de reação nas duas direções opostas serão iguais; isto é, R AB = R CD . O sistema então alcançará o equilíbrio e não haverá mais mudanças nas massas dos componentes do sistema. No equilíbrio, deixe as concentrações serem expressas por C (em vez de C ‘). Então:
- R AB = R CD
- k 1 C A C B = k 2 C C C D
- C C C D / C A C B = k 1 / k 2 = K c (constante)
K c é a constante de equilíbrio da reação.
Moléculas múltiplas
Ok, mas o que acontece se várias moléculas dos reagentes estiverem envolvidas? Digamos, 2A + 3B = C + 2D. As taxas são dadas por:
- R AB = k 1 C 2 A C 3 B
- R CD = k 2 C C C 2 D
No equilíbrio, k 1 C 2 A C 3 B = k 2 C C C 2 D
Então, K c = k 1 / k 2 = C C C 2 D / C C C 2 D
Ou seja, os coeficientes na equação estequiométrica tornam-se potências das concentrações na expressão da constante de equilíbrio. Em geral, para uma reação reversível do tipo mostrado aqui –
aA + bB + cC + ….. → dD + eE + fF + …….
– a constante de equilíbrio, K c , ficaria assim:
K c = C d D C e E C f F ….. / C a A C b B C c C ….
Reação Gasosa e K p
Em uma reação gasosa, os componentes são geralmente expressos em termos de suas pressões parciais em vez de molaridades. Se os gases devem se comportar de maneira ideal, as pressões parciais são expressas como P A , P B , … P D , P E e assim por diante.
Então a pressão total, P = P A + P B + .. + P D P E + ….
A equação para K p se parece com esta, onde K p é a constante de equilíbrio de uma reação encontrada pela adição das pressões parciais:
K p = P d D * P e E ….. / P a A P b B ….
Novamente, assumindo a idealidade, podemos expressar as pressões como:
P A = C A RT e P B = C B RT
Portanto, a equação para a constante de equilíbrio é assim:
K p = (C D RT) d * (C E RT) e * …. / (C A RT) a * (C B RT) b
= {(C D ) d * (C E ) e * … / (C A ) a * (C B ) b } * (RT) d + e + … -ab …
Então, K p = K c (RT) Δn
onde Δn = número de moléculas de produto menos o número de moléculas reagentes. Esta é uma relação entre as constantes de equilíbrio derivadas das unidades de pressão parcial e das unidades de concentração molar dos componentes.
As pressões parciais podem ser expressas em termos de pressão total e respectivas frações molares, como a pressão parcial de A é igual à concentração molar de A vezes a pressão total (P A = x A .P); a pressão parcial de B é igual à concentração molar de B vezes a pressão total (P B = x B .P); e assim por diante.
Então, a equação para a constante de equilíbrio é assim:
K p = P d D * P e E ….. / P a A P b B ….
e pode ser escrito assim:
K p = (x D .P) d * (x E .P) e * ….. / (x A .P) a * (x B .P) b * ….
= {(x D ) d * (x E ) e * … / (x A ) a * (x B ) b * ….} * P (d + e + …- ab … )
Escrevendo K x para os termos entre parênteses, obtemos:
K p = K x P Δn
Aplicativos em problemas
Vamos resolver um problema. Veja a famosa reação de gás de água, que é:
H 2 + CO 2 ↔ H 2 O + CO
Começando com a mistura equimolecular dos reagentes, vamos supor que x é a extensão de H 2 usado no equilíbrio.
Em equilíbrio:
- moles de H 2 = 1 – x
- moles de CO 2 = 1 – x
- moles de H 2 O = x
- moles de CO = x
Portanto, o total de moles em equilíbrio = (1 – x) + (1 – x) + x + x = 2
- Pressões parciais de H 2 = (1 – X) / 2P
- Pressões parciais de CO 2 = (1 – x) / 2P
- Pressões parciais de H 2 O = x / 2P
- Pressões parciais de CO = x / 2P
Então, adicionando, sabemos que a pressão parcial total = P, então a constante de equilíbrio é igual à pressão parcial da água vezes a pressão parcial do monóxido de carbono dividida pela pressão parcial do hidrogênio vezes a pressão parcial do dióxido de carbono, que se parece com esta:
K p = P H 2 O * P CO / P H 2 * P CO 2
= (x / 2P) 2 / {(1-x) / 2P} 2 = x 2 / (1-x) 2
A 1260 K e 1 atm de pressão, a composição de equilíbrio desta reação é:
- CO 2 = 21,4
- H 2 = 22,9
- CO = 27,8
Portanto, a constante de equilíbrio (K p ) é igual a 1,58.
Aplicativos da vida real
As aplicações de equilíbrio na vida real incluem refrigeradores que mantêm um equilíbrio químico nos alimentos para evitar que se estraguem. Outro exemplo é o equilíbrio entre a hemoglobina e o oxigênio no sangue. A hemoglobina é responsável pelo transporte de oxigênio para as células. Cada molécula de hemoglobina se liga a quatro moléculas de oxigênio para formar a oxihemoglobina, mantendo assim o equilíbrio. Em altitudes mais elevadas, há menos oxigênio e o equilíbrio tende a se afastar da hemoglobina oxigenada, fazendo com que você se sinta tonto.
Resumo da lição
A lei da ação da massa afirma que, a uma temperatura constante, a taxa de uma reação química é proporcional às massas ativas das substâncias reagentes. K c é a constante de equilíbrio da reação, enquanto K p é a constante de equilíbrio encontrada pela adição de pressões parciais. Aprendemos algumas derivações matemáticas para chegar às relações entre eles, que se parecem com isto:
K p = K c (RT) Δn
K p = K x P Δn