Equilíbrio químico é uma ideia que descreve o comportamento das reacções químicas ao longo do tempo. Nas reacções que terminaram de reagir e atingiram o equilíbrio, as concentrações do reagente e dos produtos químicos não se alteram. Um exemplo de uma reacção de equilíbrio é o seguinte:
No exemplo acima, a seta dupla mostra que a reacção é uma reacção de equilíbrio. Isto significa que a reacção para a frente e para trás pode acontecer, geralmente devido a uma pequena mudança de entalpia em cada reacção. Assim, a quantidade de produtos químicos a reagir permanece um valor fixo, e tal relação é chamada de constante de equilíbrio (Kc).
Constante de equilíbrioEditar
A constante de equilíbrio é uma razão entre a concentração dos produtos elevada às potências apropriadas e a concentração dos reagentes elevada às potências apropriadas. No exemplo acima, a constante de equilíbrio é a seguinte:
K c = k b k f = { S } σ { T } τ { A } α { B } β βdisplaystyle K_{c}==frac {k_{b}}{k_{f}==frac {Sigma ^^^^Ttau ^^au ^A_alpha ^B_{beta }}}}
Para algumas reacções, a constante de equilíbrio é muito grande, caso em que quase toda a substância química reagente é transformada em produtos, como por exemplo quando o papel é queimado. Para outras reacções, é muito pequena, o que resulta na formação de muito poucos produtos. Se a constante de equilíbrio for próxima de 1, espera-se uma mistura de produtos e reagentes em equilíbrio.
Quando os químicos falam de constantes de equilíbrio, chamam reacções com grandes valores de K favoráveis e reacções com pequenos valores de K desfavoráveis. É importante notar, contudo, que estes termos não são julgamentos sobre o valor ou utilidade de uma determinada reacção química. De facto, algumas reacções muito importantes são de facto “desfavoráveis”; um exemplo disso é a síntese de amoníaco a partir de nitrogénio e hidrogénio gasoso (processo Haber), que tem uma constante de equilíbrio bastante pequena.
Compreender como funcionam os equilíbrios químicos é importante, pois ajuda a compreender como acontece uma reacção. Permite aos químicos calcular a quantidade de produtos que serão formados a partir de uma reacção.
O princípio de Le ChatelierEdit
O conceito do princípio de Le Chatelier é importante para prever como um equilíbrio mudará quando diferentes factores forem alterados num sistema. Por exemplo, utilizando o princípio de Le Chatelier, somos capazes de prever como a posição de equilíbrio mudará quando a concentração de um determinado reagente/produto tiver mudado, uma vez que o sistema tentará contrariar a mudança, favorecendo quer a reacção para a frente quer a reacção para trás Uma excepção a esta regra é quando uma fonte de energia externa força a reacção a ocorrer na direcção oposta, tal como quando uma bateria é recarregada. Conhecer a constante de equilíbrio de uma reacção também ajuda a compreender o fluxo de energia que ocorre durante a reacção (termodinâmica).
br>
O Wikcionário Simples Inglês tem uma definição para: equilibrium.