Química

1. Introdução
As expressões das constantes de equilíbrio são equações algébricas que descrevem as relações de concentrações existentes entre reagentes e produtos no equilíbrio. [1]
Consideremos uma reação reversível simples a uma temperatura constante:
Eq. 1
A velocidade de reação entre A e B é proporcional às suas concentrações:
Eq. 2 onde k1 é uma constante denominada constante de velocidade e os colchetes indicam as concentrações molares das substâncias neles inseridas. Do mesmo modo, a velocidade da reação no processo inverso é expressa por:
Eq. 3
Ao atingir o equilíbrio, as velocidades de formação e decomposição das substâncias são iguais; logo:
Eq.4
As reações químicas não cessam no equilíbrio. Em vez disso, as quantidades de reagentes e produtos são constantes porque as velocidades das reações direta e inversa são idênticas.
A relação de concentração no equilíbrio químico (isto é, a posição do equilíbrio) é independente do caminho pelo qual o estado de equilíbrio é alcançado. Entretanto, essa relação é alterada pela aplicação de uma perturbação ao sistema. Tais perturbações incluem variações na temperatura, na pressão (se um dos reagentes ou produto for um gás), ou na concentração total de um reagente ou produto. Esses efeitos podem ser previstos qualitativamente a partir do princípio de
Le Châtelier, o qual define que a posição do equilíbrio químico sempre se altera na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada. Um deslocamento do equilíbrio decorrente da variação na quantidade de uma das espécies participantes é chamado efeito da ação das massas. [1]
Dentre os tipos de equilíbrios existentes, os equilíbrios de solubilidade (heterogêneos) e de complexação (homogêneo) são os mais comuns.
Os equilíbrios de solubilidade envolvem o equilíbrio de um sólido com seus íons em solução, em sistema de duas fases.[2] A solução saturada de um sal que ainda contém um excesso de substância não dissolvida é um sistema em