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Um '''equilíbrio químico''' é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma [[reação química]] se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês [[Claude Louis Berthollet]] em seu livro ''Essai de statique chimique'' de 1803.<ref name="Berthollet">Berthollet, Claude Louis. '''[http://books.google.com.br/books?id=cKU5AAAAcAAJ&printsec=frontcover&dq=Berthollet,+Claude+Louis.+Essai+de+statique+chimique&source=bl&ots=uUY_IGomUZ&sig=hzv_rMrX6PkK-bNDcZUj4h1bu2w&hl=pt-BR&ei=2K2_S4yxPIK78gaOto2SCQ&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=8&ved=0CC8Q6AEwBw#v=onepage&q&f=false Essai de statique chimique]'''. Paris: Firmin Didot Frères, 1803</ref>

Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de [[combustão]], praticamente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de ''irreversíveis''. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de ''reversíveis''. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis.

Apesar das concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) serem constantes no equilíbrio químico de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo, que é reversível, continuam ocorrendo, ambos na mesma velocidade. Dessa forma, as reações direta e inversa se anulam, o que justifica o fato das concentrações do(s) produto(s) e do(s) reagente(s) serem constantes no equilíbrio químico, apesar da reação nunca ser interrompida.
{{Equilíbrio químico}}

== Reversibilidade de reações químicas ==
Um exemplo de reação reversível é a da produção da [[amônia]] (NH3) a partir do gás [[hidrogênio]] (H2) e do gás [[nitrogênio]] (N2) — que faz parte do [[Processo de Haber]]:

<center><big>N2(g) + 3H2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2NH3(g)</big></center>

Note-se que a seta dupla (<math> \rightleftharpoons </math>) significa que a reação ocorre nos dois sentidos, e que o subscrito (g) indica que a substância se encontra na [[fase gasosa]].

Nesta reação, quando as [[molécula]]s de nitrogênio e as de hidrogênio colidem entre si, há uma certa chance da reação entre elas ocorrer, assim como quando moléculas de amônia colidem entre si há uma certa chance de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H2 e N2.

No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidirem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com que a [[Taxa de reação|taxa]] (ou velocidade) com que a reação ocorre também o seja. Porém à medida com que a reação se processa o número de moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de elas colidirem entre si e, consequentemente, a velocidade desse sentido da reação. Por outro lado, com o [[Avanço da reação|avançar da reação]], o número de moléculas de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á atingido o ''equilíbrio químico'', conforme ilustrado nas figuras abaixo:

{|align=center
|[[Imagem:Reacao de equilibrio (velocidade).png|frame|Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo]]
|[[Imagem:Reacao de equilibrio (concentracoes).png|frame|Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo]]
|}

Um raciocínio similar, em princípio, pode ser aplicado para qualquer equilíbrio.

Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela '''não para'''. Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia . Por outras palavras, estamos na presença de um ''[[equilíbrio dinâmico]]'' (e não de um ''[[equilíbrio estático]]'').

== Constante de equilíbrio ==
{{Artigo principal|[[Constante de equilíbrio]]}}
''"Por exemplo, a constante dessa reação na temperatura de 1000 [[Kelvin|K]] é 0,0413, note que a constante é '''ADIMENSIONAL'''*."''

* Referência: Atkins, Peter e Jones, Loretta - Princípios de Química 3º Edição
* O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais.

Uma vez atingido o equilíbrio a proporção entre os reagentes e os produtos não é necessariamente de 1:1 (lê-se ''um para um''). Essa proporção é descrita por meio de uma relação matemática, mostrada a seguir:

Dada a reação genérica:

<center><big>
aA + bB <math> \rightleftharpoons </math> yY + zZ ,
</big></center>

onde ''A'', ''B'', ''Y'' e ''Z'' representam as espécies químicas envolvidas e ''a'', ''b'', ''y'' e ''z'' os seus respectivos [[coeficientes estequiométricos]]. A fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas é:

<center>
<math>K_c = \frac{[\mbox{Y}]^\mbox{y} \cdot [\mbox{Z}]^\mbox{z}}{[\mbox{A}]^\mbox{a} \cdot [\mbox{B}]^\mbox{b}}</math>
</center>

Os colchetes representam o valor da concentração (normalmente em [[mol]]/[[litro|L]]) da espécie que está simbolizada dentro dele ([A] = concentração da espécie A, e assim por diante). <math>K_c</math> é uma grandeza chamada de ''constante de equilíbrio'' da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma mesma [[temperatura]]. De um modo geral, a constante de equilíbrio de uma reação qualquer é calculada [[divisão|dividindo]]-se a [[multiplicação]] das concentrações dos produtos (cada uma [[Exponenciação|elevada]] ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pela multiplicação das concentrações dos reagentes (cada uma elevada ao seu relativo coeficiente estequiométrico).

Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do gás [[oxigênio]] (O2) e do [[dióxido de enxofre]] (SO2(g)) — uma etapa do processo de fabricação do [[ácido sulfúrico]]:

<center><big>
2 SO2(g) + O2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2 SO3(g)
</big></center>

A constante de equilíbrio desta reação é dada por:

<center>
<math>K_c = \frac{[\mbox{SO}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{SO}_\mbox{2}]^\mbox{2} \cdot [\mbox{O}_\mbox{2}]}</math>
</center>

É possível determinar experimentalmente o valor da constante de equilíbrio para uma dada temperatura. Por exemplo, a constante dessa reação na temperatura de 1000 [[Kelvin|K]] é 0,0413. A partir dela, dada uma certa quantidade conhecida de produtos adicionados inicialmente em um sistema nessa temperatura, é possível calcular por meio da fórmula da constante qual será a concentração de todas as substâncias quando o equilíbrio for atingido.
É importante notar que, Kc para uma equação química SÓ depende da temperatura, não é alterado por catalisador e mede a espontaneidade da reação direta, a partir da condição padrão ( 1 mol/l ou 1 atm )

Utilizando a relação:

:<math>\Delta G = \Delta H - T\Delta S</math>, onde '''ΔG''' é a energia livre de Gibbs, '''T''' a temperatura absoluta e '''ΔS''' e a variação da entropia.

Podemos colocá-la da seguinte forma:

:(I) <math>G = H - TS</math> ( É possível por ser função de estado )

E sabendo que:

:(II) <math>H = U + PV</math>, onde '''U''' e a energia interna, '''P''' é a pressão e '''V''' o volume.

Derivando (I) temos:

:<math>dG = dH - d(TS) \rightarrow dG = d( U + PV ) - TdS - SdT \rightarrow dG = dU + PdV + VdP - TdS - SdT</math> (III),

Sabendo que:

:<math>dS = dQ_{rev}/T \rightarrow dQ_{rev} = TdS</math> (IV)

Tendo que:

:<math>dU = dQ - PdV</math> (V)

Inserindo (IV) e (V) em (III)

:<math>dG = dU + PdV + VdP - TdS</math>, onde ''T''d''S'' = 0 pois,

Para P e T '''constantes''' temos:

:<math>dG = dQ - PdV + VdP - dQ</math>, onde ''P''d''V'' = 0

Integrando a equação de ''G''º ( ''G'' padrão ) a ''G'' e de ''P''º ( "''P'' zero" = ''P'' padrão ) temos :

:<math> \int dG = \int V dP = G - G^0 = \int (nRT/P) dP </math>, onde '''''n''''' é o nº de [[mol]]es, '''''R''''' a constante universal dos gases.

:<math>G - G^0 = RT\ln(P/P^0)</math>

Onde ''P''º = 1 atm, note que daqui fica extremamente claro que o ''K'' é adimensional, pois ''P''/''P''º é adimensional.

Chegamos:

:<math>G = G^0 + RT \ln P</math> (VI) , onde ''ln P'' é o logaritmo de base '''e''' de '''P'''.

Agora tendo uma reação:

<big> aA + bB <math> \rightarrow </math> cC + dD (reação direta)

cC + dD <math> \rightarrow </math> aA + bB (reação inversa)

<math> \Delta G = Gp - Gr </math>, onde Gp é a energia dos produtos e Gr a energia dos reagentes.

</big>

Colocando (VI) nessa equação, conclui - se:

:<math>\Delta G = \Delta G^0 + RT \ln [X/Y]</math>

Onde '''X''' = A multiplicação das pressões parciais dos produtos elevado a seus respectivos
coeficientes estequiométricos e '''Y''' idem para os reagentes.

:<math> X/Y = Q </math>, onde '''Q''' é o quociente da reação.

Para o equilíbrio temos que K = Q e ΔG = 0*

* ΔG = 0 pois a reação direta e inversa não são espontâneas, portanto é possível afirmar que o equilíbrio foi atingido!

Temos por fim:

:<math>0 = \Delta G^0 + RT \ln K</math> , concluindo:

:<math>K = e^{( -\Delta G^0/RT)}</math>

Note que aqui fica mais claro ainda que o K é adimensional e que o K de uma reação elementar é o mesmo, caso a reação não seja elementar, por causa da função de estado, onde ΔGf = ΔGi, logo K não depende do caminho percorrido, só dependendo a temperatura. Note também que K mede a espontaneidade a partir da condição padrão.

=== As leis de Guldberg-Waage e de Arrhenius ===
É possível relacionar a lei de Guldberg-Waage e a Lei de Arrhenius a essa última fórmula. Assim, pela Lei de Guldberg-Waage:

<math>
v1= k1[X1], v2 = k2[X2]</math>

Onde k1,2 são as constantes cinéticas das reações direta e inversa, respectivamente, bem como [X1] e [X2] são as concentrações dos reagentes

Logo, no equilíbrio, v1 = v2, onde v1 é Velocidade da reação direta e v2 da inversa:

<math>k1[X1] = k2[X2] \Rightarrow k1/k2 = [X2]/[X1] = K</math>

E para Lei de Arrhenius temos:
: <math>K = e^{-\Delta G^o/RT} = e^{-(\Delta H^o - \Delta S^oT)/RT} = [e^{-Eap/RT}][e^{Sp/R}]/[e^{-Ear/RT}][e^{Sr/R}] = k1/k2</math>
Onde:

H é a entalpia, S é a entropia e Eap,r são as energias de ativação dos produtos e dos reagentes respectivamente. Dessa forma:

<math>k = Ae^{(-Ea/RT)}, A=e^{(S/R)}</math>

=== Constante para a soma de reações ===
Se uma reação química pode ser expressa pela soma de duas ou mais reações (ou etapas individuais), então a constante de equilíbrio da reação global será a multiplicação das constantes de cada uma das reações individuais.

{| align=center
|width=180|2P(g) + 3Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2PCl3(g)
|height=61|
<center>
<math>K'_c = \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{P}]^\mbox{2} \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]^\mbox{3}}</math>
</center>
|-
|PCl3(g) + Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> PCl5(g)
|height=61|
<center>
<math>K''_c = \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{5}]}{[\mbox{PCl}_\mbox{3}] \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]}</math>
</center>
|-
|2P(g) + 5Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2PCl5(g)
|height=61|
<center>
<math>K_c = \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{5}]^\mbox{2}}{[\mbox{P}]^\mbox{2} \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]^\mbox{5}}</math>
</center>
|}

Neste caso, a terceira reação é igual à soma da primeira mais duas vezes a segunda:

{|align=center
|rowspan=3|+ 
|2P(g) + 3Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2PCl3(g)
|-
|PCl3(g) + Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> PCl5(g)
|-
|style="border-bottom:1px solid black;"|PCl3(g) + Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> PCl5(g)
|-
|
|2P(g) + 5Cl2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2PCl5(g)
|}

E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por:

<center>
<math>K_c = K'_c \cdot K''_c \cdot K''_c</math>

<math>K_c = \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{3}]^\mbox{2}}{[\mbox{P}]^\mbox{2} \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]^\mbox{3}} \cdot \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{5}]}{[\mbox{PCl}_\mbox{3}] \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]} \cdot \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{5}]}{[\mbox{PCl}_\mbox{3}] \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]} = \frac{[\mbox{PCl}_\mbox{5}]^\mbox{2}}{[\mbox{P}]^\mbox{2} \cdot [\mbox{Cl}_\mbox{2}]^\mbox{5}}</math>
</center>

Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na soma, ela aparece esse mesmo número de vezes na multiplicação.

=== Relação entre a velocidade da reação e a constante de equilíbrio ===
Conforme já mencionado, no equilíbrio a velocidade tanto da reação inversa quanto a da direta são iguais. Por sua vez, a velocidade de uma reação depende de uma outra constante chamada de ''constante de velocidade'' (simbolizada aqui por <math>k</math>); e é possível encontrar uma relação entre as constantes de velocidade das reações direta e indireta, e a constante de equilíbrio.

Para demonstrar isso, considere-se o seguinte equilíbrio genérico (supondo que as suas reações ocorram cada qual em uma única etapa):

{|align=center
|width=110|2A <math> \rightleftharpoons </math> X + Y
|<math>K_c = \frac{[\mbox{X}] \cdot [\mbox{Y}]}{[\mbox{A}]^\mbox{2}}</math>
|}

Agora vejamos as duas reações que ocorrem nele, juntamente com a expressão de suas respectivas velocidades (<math>r</math>):

{|align=center
|width=110|2A → X + Y
|<math>r = k \cdot [\mbox{A}]^\mbox{2}</math>
|-
|X + Y → 2A
|<math>r' = k' \cdot [\mbox{X}] \cdot [\mbox{Y}]</math>
|}

É importante frisar que o expoente que eleva as concentrações das espécies na fórmula da velocidade não necessariamente é igual ao respectivo coeficiente estequiométrico da espécie na reação, contudo o expoente certamente será assim se a reação se processar em uma única etapa (conforme se está considerando nessa situação).

Uma vez que as velocidades de ambas as reações são idênticas no equilíbrio, pode-se igualá-las:

<center>
<math>k \cdot [\mbox{A}]^\mbox{2} = k' \cdot [\mbox{X}] \cdot [\mbox{Y}]</math>
</center>

Rearranjando a equação, tem-se:

<center>
<math> \frac{[\mbox{X}] \cdot [\mbox{Y}]}{[\mbox{A}]^\mbox{2}} = \frac{k}{k'}</math>
</center>

Observemos que a expressão do membro esquerdo é idêntica à fórmula do equilíbrio dessa reação. Então podemos escrever:

<center>
<math>K_c = \frac{k}{k'}</math>
</center>

Esta relação é válida para qualquer equilíbrio cujas reações ocorram em uma única etapa, o que pode ser facilmente constatado por essa mesma dedução para outros equilíbrios.

No caso de as reações se processarem em mais de uma etapa, basta lembrar que a reação global nada mais é que a soma das reações de cada etapa. Para cada uma das etapas pode-se fazer essa mesma dedução, e então somar cada reação (o que significa multiplicar as suas constantes). Dessa forma teremos para uma reação de múltiplas etapas:

<center>
<math>K_c = \frac{k_1}{k'_1} \cdot \frac{k_2}{k'_2} \cdot (\cdots)</math>
</center>

Sendo <math>k_1</math>, <math>k'_1</math>, <math>k_2</math>, <math>k'_2</math> e assim por diante as constantes de velocidades de cada etapa.

== Equilíbrio heterogêneo ==
Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se encontram no mesmo [[Estados físicos da matéria|estado físico]] diz-se que temos um ''equilíbrio homogêneo'', que é o caso de todos os equilíbrios apresentados aqui até então. Analogamente, os equilíbrios onde estão envolvidas mais de uma fase são chamados de ''equilíbrios heterogêneos'', como o seguinte:

<center>
<big>Ni(s) + 4CO(g) <math> \rightleftharpoons </math> Ni(CO)4(g)</big>
</center>

Note-se que o subscrito (s) significa que a espécie se encontra no [[estado sólido]]. Equilíbrios heterogêneos, como este, frequentemente apresentam ao menos um sólido puro ou um [[líquido]] puro.

Na expressão da constante de equilíbrio temos as concentrações das espécies envolvidas. A concentração pode ser calculada dividindo-se o número de mols da substância pelo volume que ela ocupa. O número de mols representa a quantidade de [[matéria]] e, por isso, ele é proporcional a [[massa]]; assim o número de mols dividido pelo [[volume]] é proporcional à massa dividida pelo volume.

A [[densidade]] de algo é justamente calculada dividindo-se a sua massa pelo seu volume ocupado. No caso de uma substância pura, toda a sua massa corresponde à de uma única substância, e assim a sua "concentração" do seu número de mols dividido pelo volume é proporcional a sua densidade (massa dividida pelo volume).

A densidade de uma dada substância em dadas condições é uma propriedade intensiva, ou seja, é a mesma independentemente do quanto dessa substância houver. Dessa forma pode-se concluir que a concentração de um sólido ou um líquido puro (que são virtualmente incompressíveis) é a mesma independentemente de quanto houver deles (já um gás, que pode ser comprimido sem dificuldade, tem a sua concentração variada facilmente). Por essa razão se simplifica as expressões das constantes de equilíbrio omitindo-se a concentração de sólidos e líquidos puros.

Com isso, a expressão para a constante do último equilíbrio apresentado fica:

<center>
<math>K_c = \frac{[\mbox{Ni}\mbox{(CO)}_4]}{[\mbox{CO}]^\mbox{4}}</math>
</center>

== Equilíbrio gasoso ==
Pela equação dos [[gás perfeito|gases perfeitos]] tem-se que para cada gás de uma mistura gasosa:

<center>
<math>P_x \cdot V = n_x \cdot R \cdot T</math>,
</center>

onde <math>P_x</math> é a [[pressão]] parcial de um gás <math>x</math> qualquer (ou seja, a pressão que ele teria caso estivesse apenas ele no recipiente), <math>V</math> é o volume ocupado pela mistura, <math>n_x</math> é o número de mols do gás, <math>R</math> é a constante dos gases perfeitos, e <math>T</math> a temperatura em [[kelvin]].

Rearranjando a equação, teremos:

<center>
<math> \frac{n_x}{V} = \frac{P_x}{R \cdot T}</math>
</center>

O membro esquerdo (<math>n_x</math>/<math>V</math>) é a fórmula para o cálculo da concentração molar do gás. A constante <math>R</math> é sempre a mesma e a temperatura <math>T</math> não varia em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial <math>P_x</math>. Dessa forma pode-se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua pressão parcial.

Com base nisso, também é possível escrever a fórmula da constante de equilíbrio usando-se as pressões parciais dos gases envolvidos, no lugar de suas concentrações. Por exemplo:

{|align=center cellpadding=20
|<big>H2(g) + I2(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2HI(g)</big>
|<math>K_p = \frac{\left (P_{HI} \right )^2}{P_{H_2} \cdot P_{I_2}}</math>
|}

Observe-se que agora a constante de equilíbrio está representada por <math>K_p</math>, em vez de <math>K_c</math> (quando o cálculo foi feito usando-se as concentrações dos gases). Essas duas constantes para um mesmo caso possuem valores diferentes uma da outra, então é importante especificar qual das duas se está usando quando se está lidando com um equilíbrio.

=== Adição ou remoção de reagentes (Não serve para sólidos) ===
Ao se alterar a quantidade de uma substância, também se está mexendo na velocidade em que a reação se processa (pois se estará mudando as chances de as substâncias reagirem entre si). Dessa forma, a velocidade das reações direta e inversa deixa de ser igual: se uma substância foi retirada de uma das reações, essa passará a ser mais lenta; e, analogamente, ela passará a ser mais rápida se uma substância for adicionada a ela. Assim ocorre que se algo for acrescentado, o equilíbrio tende a reduzir a quantidade dessa substância e vice-versa. Para garantir que a reação se torne reversa

Tal resposta do equilíbrio pode ser sumarizada pelo assim chamado ''[[Princípio de Le Chatelier]]'':

{|width=85% align=center
|''Quando uma pertubação externa é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito da pertubação.''
|}

À medida que as reações se processam, as suas velocidades vão se aproximando até que se igualem e assim é atingido novamente o equilíbrio. A constante do equilíbrio será a mesma da de antes de se adicionar ou remover substâncias.

=== Compressão ===
Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a se deslocar no sentido de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a reação que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nesse caso, a o valor da constante de equilíbrio também não é alterado.

Para se observar tal efeito, considere-se esse equilíbrio:

{|align="center" cellpadding="20"
|<big>N2O4(g) <math> \rightleftharpoons </math> 2NO2(g)</big>
|<math>K_c = \frac{[\mbox{NO}_\mbox{2}]^\mbox{2}}{[\mbox{N}_\mbox{2} \mbox{O}_\mbox{4}]}</math>
|}

As concentrações podem ser escritas como o seu número de mols dividido pelo volume (<math>n_x/V</math>), então teremos:

<center>
<math>K_c = \frac{({n_{NO_2}}/V)^2}{({n_{N_2O_4}}/V)} = \frac{(n_{NO_2})^2}{(n_{N_2O_4})} \cdot \frac{1}{V}</math>
</center>

Se o valor de <math>V</math> (volume) diminuir, é preciso que o número de mols do N2O4 aumente para que o valor da constante de equilíbrio permaneça o mesmo. Na reação, esse reagente representava metade do número de moléculas do produto. O mesmo raciocínio pode ser aplicado em qualquer equilíbrio gasoso.

=== Temperatura ===
É encontrado [[Método científico|experimentalmente]] que a formação de produtos de uma reação exotérmica (isto é, que liberta energia) é favorecida com a diminuição da temperatura, ao passo que a formação de produtos em uma reação endotérmica (isto é, que absorve energia) é favorecida com o aumento da temperatura.

Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra ''necessariamente'' é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das reações se igualarão novamente depois de um tempo; porém nesse caso como temos o favorecimento e o desfavorecimento da formação de certas substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova temperatura '''não será''' mais a mesma da temperatura anterior.

=== Catalisador ===
A adição de um [[catalisador]] direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é mais rápido do que o sem a [[catálise]]. Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido em um tempo menor, conforme mostrado na figura a seguir:
[[Imagem:Equilibrio quimico e catalise.png|frame|centro|Curvas tracejadas: com catalisador Curvas cheias: sem catalisador]]

Atenção: O equilíbrio não é deslocado com a presença do catalisador.

=== Relação entre as constantes Kp e Kc ===
Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio em função da concentração ''Kc'' e em função da pressão parcial ''Kp'', baseada na equação de Clapeyron:
<center><math>K_p = K_c \left ( RT \right )^{\Delta n}</math></center>
em que:
R é a constante universal dos gases, T é a temperatura absoluta e Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes inteiros dos produtos gasosos e a soma dos coeficientes inteiros dos reagentes gasosos. Por exemplo, no equilíbrio:

<center><big>aA(g) + bB(g) + cC(s) <math> \rightleftharpoons </math> yY(g) + zZ(g)</big></center>

<center><big>Δn = (y + z) - (a + b)</big></center>

Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a presença de um ou mais líquidos na reação em questão. Isso não significa que a reação não apresente ''Kp'' e ''Kc'', significa apenas que a expressão é inválida para esse caso.

== Aplicações ==
Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção a reação vai ocorrer preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que estarão em equilíbrio entre si.

Para isso basta calcular o ''quociente da reação'' para o início da mistura. Sua expressão é exatamente a mesma que a da constante de equilíbrio, o que muda é que nesse caso usamos as concentrações ou as pressões parciais de um dado instante da reação (não necessariamente no equilíbrio).

Se o quociente de reação for maior que a constante de equilíbrio, isso significa que a quantidade de produtos é alta demais e, pelo princípio de Le Chatelier, a reação vai se processar preferencialmente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o quociente de reação for menor que a constante de equilíbrio, a reação vai se processar preferencialmente do sentido de consumir os reagentes.

Sabendo-se disso, também é possível favorecer a formação de um produto de interesse o removendo em uma certa taxa ao longo do processo (pois assim o equilíbrio será deslocado a favor da formação desse produto).

{{Referências}}

== Bibliografia ==
* Atkins, Peter & Jones, Loretta - Princípios de Química 3ª edição

{{Portal3|Química}}

[[Categoria:Termodinâmica]]
[[Categoria:Reações químicas]]

Equilíbrio químico - Histórico de revisões

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