Indique Quais São Os Equilíbrios Heterogêneos Representados A Seguir

Equilíbrio heterogêneo: o que acontece quando as fases se separam

Você já tentou resolver um problema de Kps de CaCO3 em laboratório e descobriu que o valor teórico não batia com a prática? Isso acontece porque equilíbrio heterogêneo é um desses conceitos que parecem simples no livro, mas esquentam na hora de aplicar fora da sala de aula. A questão é que as coisas não estão todas misturadas. Sólidos, líquidos, gases — cada fase comporta seu próprio jogo. O que define um equilíbrio heterogêneo é a presença de mais de uma fase. Você tem, por exemplo, a decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

O equilíbrio aqui envolve sólido e gás. Não adianta tentar colocar [CaCO3] ou [CaO] na expressão de Kc porque, como são sólidos puros, sua concentração não varia. O que importa de verdade é a pressão parcial do CO2. Essa é a parte que muita gente erra. Já vi aluno colocar as concentrações dos sólidos na expressão do equilíbrio e perder ponto fácil em prova. Outro exemplo clássico é o equilíbrio de dissociação de um sal pouco solúvel: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Aqui você tem sólido e íons em solução aquosa. A expressão do Kps fica simplesmente [Ag+][Cl-]. O AgCl não aparece. Isso parece óbvio quando você lê, mas na prática, quando o problema envolve ião comum ou pH diferente de neutro, a coisa complica. Tem também o equilíbrio entre líquido e gás, como a vaporização da água: H2O(l) H2O(g)

Nesse caso, a constante de equilíbrio é simplesmente a pressão de vapor da água naquela temperatura. A concentração do líquido não entra porque é pura. Se você já trabalhou com destilação, sabe que isso é relevante porque a pressão de vapor dita até quando o líquido começa a ferver em diferentes altitudes. E não podemos esquecer o equilíbrio ácido-base envolvendo gás: CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3-(aq)

Isso é tudo heterogêneo. Gás, líquido e íons em solução. Quando você abre uma garrafa de refrigerante, está perturbando esse equilíbrio. O CO2 sai da fase gasosa dissolvida e a pressão parcial diminui, deslocando tudo pra esquerda. Isso é Princípio de Le Chatelier aplicado ao mundo real, não só teoria. Outro ponto que ninguém ensina bem: o tamanho das partículas do sólido não altera a posição do equilíbrio. Eu já vi pessoal achar que moer mais o carbonato de cálcio aceleraria a decomposição ou mudaria o K. Não muda. O K só depende da temperatura. O que muda é a velocidade com que o equilíbrio é atingido, porque aumenta a área de superfície. Isso é cinética, não termodinâmica. Confundir as duas coisas é erro comum. Quando o problema envolve múltiplos equilíbrios heterogêneos acontecendo ao mesmo tempo, aí a coisa fica mais densa. Imagine um sistema onde você tem sulfeto de cobre precipitado numa solução que também está em equilíbrio com H2S. Você precisa considerar o Kps do CuS e as constantes de ionização do H2S juntas. Eu sempre faço uma tabela de equilíbrio completa antes de tentar resolver. Tentar de cabeça só gera confusão.

Um detalhe prático: quando o sólido está em excesso, o equilíbrio se estabelece normalmente. Mas se todo o sólido se dissolve antes do equilíbrio ser atingido, você não tem mais um equilíbrio heterogêneo. Tem uma solução insaturada. Nesse caso, o cálculo do Q (quociente de reação) é mais útil do que o K. Se Q for menor que K, o sólido continuaria dissolvendo se ainda tivesse. Se Q igualar K, o sistema está no equilíbrio. Se Q superar K,precipitação ocorre. Resumindo sem resumir: equilíbrio heterogêneo aparece sempre que fases diferentes estão envolvidas. A regra de ouro é ignorar concentrações de fases puras (sólidos e líquidos) na expressão de K. Focar no que varia. E quando a coisa fecha, lembrar que temperatura é o único fator que altera o valor numérico da constante.