Nesta seção, vamos examinar as conseqüências do fato das reações serem reversíveis e se tratando de sistemas químicos limitados, ocorre no final do processo reativo um estado de equilíbrio entre os reagentes e os produtos, à uma temperatura fixa.
Uma característica importante destes equilíbrios é que eles são dinâmicos, isto é; é um estado permanente mantido pela igualdade das velocidades de reações químicas opostas. Vamos analisar, como exemplo, as propriedades dos sistemas químicos que alcançam o equilíbrio no estado gasoso. Um exemplo típico pode ser observado na reação,
(1)
no recipiente, inicia-se um processo reativo no sentido de criar moléculas
de 
,
também no estado gasoso. Tão logo algum 
seja formado inicia-se uma reação inversa transformando 
em 
. Inicialmente a velocidade de reação sentido da esquerda
para a direita é maior, mas ela vai diminuindo até atingir
o que denominamos de equilíbrio químico. Após este
instante, convivem simultaneamente reações nos dois sentidos
da equação (1). Neste sentido dizemos que o equilíbrio
é dinâmico.|
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Tempo (s)
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Conc. N2O4
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Conc. NO2
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Fig. 1 – Variações das concentrações em
função do tempo
Observando o gráfico e a tabela acima notamos
que o aumento na concentração de as concentrações
de 
é
duas vezes o decréscimo de 
.
Vamos agora analisar três reações
do tipo 
assumindo concentrações iniciais diferentes para os dois
gases, como mostra a Tab.(2).
à 100oC |
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Produtos |
Inicial (mol/l) |
Inicial (mol/l) |
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Experiência 1
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Experiência 2
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Experiência 3
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Observando a Tab.(2) pode se afirmar que as três
experiência tem algo em comum? Existe alguma relação
entre as concentrações de equilíbrio 
e 
que seja válida para as três experiências? Podemos responder
estas perguntas dizendo que sim, isto é existe uma relação
entre as concentrações dos reagentes e dos produtos, mas
ela não é tão óbvia.
Pode se observar, nestas três reações
as seguintes relações equivalentes;
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Esta relação é válida
para qualquer mistura em equilíbrio contendo 
e 
a 100oC. Não importa como comecemos ou que concentrações
usamos. No equilíbrio, ela estabelece sempre que;
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A
qualquer temperatura fixa a relação
é uma constante, independente das quantidades iniciais ou concentrações
de 
e  ,
do volume do recipiente ou da pressão total. Esta constante é
denominada constante de equilíbrio (K), para a reação  . |
Forma Geral da Constante de Equilíbrio
Observa-se
que para todos os sistemas gasosos, pode-se encontrar uma expressão
equivalente para a constante de equilíbrio, que na sua forma geral
é igual a;
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O valor de Kc
é constante para uma dada temperatura, independente das concentrações
iniciais, volume do recipiente ou da pressão.
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Outras Formas de Definir Constante de Equilíbrio
Há várias formas de definir a constante de equilíbrio e todas elas estão correlacionadas entre si, como por exemplo;
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As quais estão correlacionadas com a definição inicial pelas seguintes relações a 100oC,
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Nestes casos o cálculo da constante de equilíbrio não envolve as concentrações dos líquidos e sólidos, portanto para a reação acima a constante Kc é definida apenas em função das concentrações dos gases envolvidos, isto é,
Usando Kc para Determinar o Sentido da Reação
A constante de equilíbrio pode ser usada no sentido de fazer previsões quantitativas, podemos também usa-la no sentido de prever o sentido de uma reação. Vejamos por exemplo a seguinte reação geral,
cuja constante de equilíbrio é igual a
Os colchetes são usados para designar concentrações de equilíbrio em moles por litro. Quando executamos uma reação no laboratório, o quociente da concentração inicial (Q), expresso pela relação,
a qual raramente será igual a valor numérico de Kc. Caso não seja, a reação ocorrerá em um sentido ou outro de modo a satisfazer as regras do equilíbrio químico dinâmico. Neste sentido podemos distinguir duas possibilidades;
a)- Se 
a reação processar-se-à da esquerda para a direita,
isto é;
Neste caso as concentrações de reagentes diminuem e as concentrações dos produtos aumentam.
b)- Se 
a reação processar-se-à da direita para a esquerda,
isto é;
Neste caso as concentrações de reagentes
aumentam e as concentrações dos produtos diminuem.
O Princípio de Le Chatelier
Após ter atingido o equilíbrio no sistema é possível alterar a razão dos produtos e reagentes mudando-se as condições externas por variação do volume, por adição ou subtração de produtos e reagentes ou mesmo variando a temperatura.
Pode-se deduzir o sentido de deslocamento
do equilíbrio quando uma das três mudanças é
efetivada, aplicando-se o princípio de Le Chatelier, como se segue;
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Se
um sistema em equilíbrio for perturbado por alguma variação
externa o sistema reagirá de modo a contrabalançar parcialmente
o efeito da variação.
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Vamos analisar este princípio
no caso reação 
,
como se segue. Para isto vamos supor que o sistema, esteja inicialmente,
em equilíbrio químico a uma certa temperatura e em seguida
vamos perturba-lo, das seguintes formas;
a)- adicionando N2O4:A reação será deslocada no sentido direto (da esquerda para a direita). Deste modo parte de N2O4 será consumida.
b)- adicionando NO2 :A reação será deslocada no sentido inverso (da direita para esquerda), consumindo parte de NO2 que foi adicionado.
c)- removendo N2O4:A reação será deslocada no sentido inverso (da direita para esquerda) para repor parte de N2O4.
d)- removendo NO2 :A
reação será deslocada no sentido direto (da
esquerda para a direita), repondo parte de NO2 removido.