Equilíbrio Químico

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO

Equilíbrio Químico

1 – Introdução
Durante a processos de reações químicas podem ocorrer de forma completa, isto é, todos reagentes são consumidos formando os produtos, ou de modo que os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes, ambas as reações são denominadas irreversíveis e reversíveis, respectivamente. As velocidades que as reações diretas e inversas ocorrem são diferentes, mas tendem a se igualar, neste momento as concentrações de todas as substâncias na reação permanecem constantes, caracterização que a reação atingiu nesse momento seu equilíbrio químico, para que esse equilíbrio ocorra nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema.

Figura 1. Equilíbrio químico
Neste momento de equilíbrio pode-se obter o valor da constante de equilíbrio que relaciona as concentrações (ou pressões) das espécies reagentes e produto em uma temperatura determinada. Essa constante é expressa por Kc quando em função de concentração e por Kp quando em função da pressões parciais para situações de elementos no estado gasoso. Essa constante é calculada da seguinte maneira para a reação apresentada:

aA + bB ↔ cC + dD
Kc = [produtos] / [reagentes]

Kc = [C]^c . [D]^d / [A]^a . [B]^b

e

Kp = pC^c . pD^d / pA^a . pB^b Pode-se também encontrar uma relação entre as duas formas de calcular as constantes:
Kp = Kc . RT (Δn)
Onde: R é a constante dos gases, T é a temperatura em kelvin e ∆n é a variação de numero de mols (n produto – n reagente).
O principio de Le Chatelier que é descrito por: se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito desse distúrbio. [1] logo que as velocidades das reações opostas são diferentes quando o sistema se encontra em