Constantes de Equilíbrio Kc e Kp

As reações reversíveis que entram em equilíbrio químico podem ser analisadas em termos quantitativos por meio das constantes de equilíbrio
As reações reversíveis que entram em equilíbrio químico podem ser analisadas em termos quantitativos por meio das constantes de equilíbrio

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.

Cato Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900)
Cato Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900)

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_
Kinverso         [A]a. [B]b

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_
         Kinverso

Kc = _[C]c. [D]d_         
  [A]a. [B]b

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___
                                                                                               [N2]. [H2]2

CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(?)                               Kc = __ [CO]___
                                                                                          [CO2]. [H2]

CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?)                               Kc = _1_
                                                                                          [H2]

CaCO3(s) ↔ CaO(s) +  CO2(g)                                  Kc = [CO2]

Zn(s) + 2HCl(aq) ↔ ZnCl2(aq) + H2(g)                        Kc =  [ZnCl2] . [H2]
                                                                                             [HCl]2

Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s)                          Kc =  [Zn2+]_
                                                                                           [Cu2+]

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___         
(pA)a. (pB)b

Não pare agora... Tem mais depois da publicidade ;)

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___
                                                                                    (pN2). (pH2)2

CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(?)                        Kp = __ (pCO)___
                                                                                  (pCO2). (pH2)

CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?)                         Kp = _1_
                                                                                  (pH2)

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)

Tabela com valores de concentrações de reação em equilíbrio

Todas essas reações foram mantidas à temperatura constante de 100ºC. Veja como os valores de Kc foram mantidos constantes:

Kc = [NO2]2
         [N2O4]

1ª experiência:                                2ª experiência:                3ª experiência:                                4ª experiência:
Kc = (0,4)2                                         Kc = (0,6) 2                           Kc = (0,27)2                                  Kc = (0,4)2
          0,8                                                    1,7                                      0,36                                          0,8   
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
                                                                                              [H2]                  pH2

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_
                                                                                        [H2]                      (pH2)

Os valores de Kc nos fornecem informações importantes com respeito às reações:

Interpretação do valor da constante de equilíbrio?






Videoaula relacionada:

Por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça

Artigos relacionados

Constante de ionização

Entenda o que é a constante de ionização e de que forma seu estudo pode ser útil para determinar a força de um ácido ou de uma base.

Cálculo da constante de equilíbrio Kp

Aprenda a calcular a constante de equilíbrio Kp por meio de passos aplicados a exemplos gerais!

Cálculo do Kc de uma reação

Clique e aprenda passos fundamentais para realizar o cálculo do Kc de uma reação em um equilíbrio químico.

Deslocamento de equilíbrio químico

Clique e conheça de que forma pressão, temperatura e concentração promovem o deslocamento de um equilíbrio químico!

Equilíbrio Iônico da Água

Veja mais aqui a respeito do equilíbrio iônico da água e do seu produto iônico ou constante de ionização (Kw), com base na sua autoionização.

Equilíbrio iônico

Entenda o que caracteriza um equilíbrio iônico e como é determinada a constante de ionização de ácidos e bases.

Equilíbrio químico

Qual a diferença entre reação reversível e irreversível?

Estudo gráfico do equilíbrio químico

Aprenda a interpretar os gráficos usados para representar o equilíbrio químico das reações reversíveis.

Fatores que alteram o equilíbrio químico

Várias reações do cotidiano estão em equilíbrio químico, que pode ser deslocado por três fatores. Veja quais são aqui nesse texto.

Kw, pH e pOH

Conheça as definições de Kw, pH e pOH, o que cada um representa e quais são seus valores em soluções neutras, ácidas e básicas.

Lei da diluição de Ostwald

Conheça a Lei da diluição de Ostwald que é estudada para os equilíbrios iônicos.

Princípio de Le Chatelier e Variação da Concentração

O princípio de Le Chatelier envolve a variação da concentração dos reagentes e dos produtos, pois ocorre um deslocamento do equilíbrio.

Princípio de Le Chatelier e Variação da Temperatura

Aprenda nesse texto como a variação da temperatura de um sistema químico afeta o seu equilíbrio.

Princípio de Le Chatelier e variação da pressão

Com a variação da pressão de um sistema gasoso ocorrerá o princípio de Le Chatelier e o equilíbrio será deslocado.

Solução-tampão

O sangue é uma solução-tampão que mantém o pH constante. Veja mais sobre o que constitui uma solução-tampão e como ela funciona lendo este texto.