Loading Preview Sorry, preview is currently unavailable. You can download the paper by clicking the button above. Uma reação se encontra em equilíbrio químico quando a taxa de desenvolvimento ou velocidade da reação direta (no sentido de formação dos produtos) é igual à taxa de desenvolvimento ou velocidade da reação inversa (no sentido de formação dos reagentes). Para analisar essas reações em termos quantitativos os cientistas Cato Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) desenvolveram em 1861 a Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage.
Considere a reação reversível genérica abaixo: a A + b B ↔ c C + d D Temos que a taxa de desenvolvimento (Td) das reações direta e inversa pode ser expressa da seguinte forma: *Reação direta: Tddireta = Kdireto . [A]a. [B]b *Reação inversa: Tdinversa = Kinverso . [C]c. [D]d Visto que no equilíbrio químico as taxas de desenvolvimento das duas reações (direta e inversa) são iguais, temos: Tddireta = Tdinversa Kdireto . [A]a. [B]b = Kinverso . [C]c. [D]d Kdireto__ = _[C]c. [D]d_ A divisão de uma constante por outra constante é sempre igual à outra constante, desse modo, a relação Kdireto/ Kinverso é igual a uma constante, que é denominada de constante de equilíbrio, K ou Ke. Geralmente, a constante do equilíbrio é calculada em termos de concentração em mol/L, que é representada por Kc. Kc = _Kdireto_ Kc = _[C]c. [D]d_ Na expressão de Kc só devem ser expressas as concentrações de componentes gasosos e em solução aquosa, que são as concentrações que sofrem variações. Os sólidos e os líquidos puros não são escritos, pois eles possuem concentração constante que já está inclusa na constante de equilíbrio, Kc. Veja alguns exemplos: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Kc = __ [ NH3]2___ CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(?) Kc = __ [CO]___ CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?) Kc = _1_ CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) Kc = [CO2] Zn(s) + 2HCl(aq) ↔ ZnCl2(aq) + H2(g) Kc = [ZnCl2] . [H2] Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s) Kc = [Zn2+]_ Observe que nem sempre as concentrações de todas as espécies químicas são expressas, mas somente de gases e soluções aquosas. Além disso, cada concentração é elevada ao expoente igual ao respectivo coeficiente de cada substância na equação química. Quando existe pelo menos um dos componentes da reação no estado gasoso, a constante de equilíbrio também pode ser expressa em termos de pressão, sendo representada por Kp. Para a reação genérica (a A + b B ↔ c C + d D) em que todos os componentes são gasosos, temos: Kp = __(pC)c. (pD)d___ Onde “p” é a pressão parcial de cada substância no estado gasoso no equilíbrio. No caso de Kp, devem ser representados somente os componentes gasosos. Veja os exemplos a seguir: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Kp = __ (p NH3)2___ CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(?) Kp = __ (pCO)___ CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?) Kp = _1_ CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) Kp = (pCO2) Zn(s) + 2HCl(aq) ↔ ZnCl2(aq) + H2(g) Kp = (pH2) Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s) Kp = não é definido. Os valores de Kc e de Kp dependem somente da temperatura. Se a temperatura for mantida constante, os seus valores também serão mantidos os mesmos. Por exemplo, considere que a reação abaixo foi realizada várias vezes em laboratório, partindo de concentrações dos reagentes e dos produtos diferentes em cada situação, que são mostradas na tabela: N2O4(g) ↔ 2NO2(g) Todas essas reações foram mantidas à temperatura constante de 100ºC. Veja como os valores de Kc foram mantidos constantes: Kc = [NO2]2 1ª experiência: 2ª experiência: 3ª experiência: 4ª experiência: Kc = 0,2 Kc = 0,2 Kc = 0,2 Kc = 0,2 No entanto, se a temperatura for mudada isso alterará a constante do equilíbrio. Por exemplo, para a reação a seguir veja como é expresso o Kc e o Kp: CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(g) Kc = _[ H2O]_ Kp = _pH2O Mas, se abaixássemos a temperatura a um valor suficientemente baixo em que a água existisse apenas no estado líquido no equilíbrio, teríamos: CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?) Kc = _1_ Kp = _1_ Os valores de Kc nos fornecem informações importantes com respeito às reações: ?
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