Quociente de reação (Q)

O quociente de reação $Q$Q é uma medida das quantidades relativas de produtos e reagentes presentes em uma reação em um dado momento.

Em uma reação reversível $\\text{aA} + \\text{bB} \\rightleftharpoons \\text{cC} + \\text{dD}$, na qual $\\text a$, $\\text b$, $\\text c$ e $\\text d$ são os coeficientes estequiométricos da reação balanceada, podemos calcular $Q$Q usando a seguinte equação:

Essa expressão pode parecer bastante familiar, pois $Q$Q é um conceito que se relaciona bastante com o da constante de equilíbrio $K$K. Diferente de $K$K, que é baseada nas concentrações no equilíbrio, $Q$Q pode ser calculada estando ou não no equilíbrio.

A magnitude de $Q$Q nos diz o que há no recipiente onde a reação está ocorrendo. O que isso significa exatamente? Vamos começar pensando nos extremos. Em uma reação na qual só temos matérias-primas, as concentrações de produtos são $[\\text C]=[\\text D]=0$. Como nosso numerador é zero, então $Q=0$Q, equals, 0. Em uma reação na qual só temos produtos, temos $[\\text A]=[\\text B]=0$ no denominador da equação, de maneira que $Q$Q é infinitamente grande. Na maioria das vezes, vamos ter uma mistura de reagentes e produtos, mas é bom se lembrar de que valores muito pequenos de $Q$Q indicam que há mais reagentes, e que valores muito altos de $Q$Q resultam em um número maior de produtos, no recipiente da reação.

Comparar $Q$Q e $K$K de uma determinada reação nos diz em qual direção a reação precisa seguir para atingir o equilíbrio. Você pode pensar nisso como uma outra maneira de usar o princípio de Le Chatelier.

A partir do princípio de Le Châtelier, nós sabemos que quando uma perturbação capaz de deslocar o equilíbrio de uma reação é aplicada, esta tentará se ajustar para voltar para o equilíbrio. Comparando $Q$Q e $K$K, nós podemos ver como a nossa reação está se ajustando — ela está tentando gerar mais produto, ou está consumindo mais produto para gerar mais reagente? Ou ainda, ela já está em equilíbrio?

Há três possíveis cenários a se considerar:

Vamos pensar novamente na expressão de $Q$Q acima. Nós temos as concentrações dos produtos, ou suas pressões parciais, no numerador e as concentrações dos reagentes, ou suas pressões parciais, no denominador. No caso $Q>K$Q, is greater than, K, isso sugere que nós temos mais produto presente do que teríamos no equilíbrio. Portanto, a reação irá tentar usar parte do excesso de produto e favorecerá a reação inversa para atingir o equilíbrio.

Nesse caso, a razão de produtos para reagentes é menor do que se o sistema estivesse em equilíbrio. Em outras palavras, a concentração dos reagentes é maior do que durante o equilíbrio; você pode também pensar nisso usando os produtos, que estariam com uma concentração baixa demais. Para atingir o equilíbrio, a reação irá favorecer a reação direta e tentará usar um pouco do excesso de reagentes para formar mais produtos.

Uhul! A reação já está em equilíbrio! As concentrações não mudarão, uma vez que as taxas das reações direta e inversa são iguais.

Sabemos que $Q$Q pode ter diversos valores a partir de zero (quando são todos reagentes) até números infinitamente grandes (quando são todos produtos). Também sabemos que a reação vai ajustar as concentrações para alcançar o equilíbrio; isso se ela já não estiver em equilíbrio. Uma outra maneira de se pensar sobre isso é traçando uma reta numérica com todos os valores possíveis de $Q$Q:

Para simplificar as coisas, a reta pode ser dividida em três regiões. Para valores muito pequenos de $Q$Q, menores do que ~$10^{-3}$10, start superscript, minus, 3, end superscript, a reação contém mais reagentes. Para valores intermediários de $Q$Q, entre ~$10^{-3}$10, start superscript, minus, 3, end superscript e $10^3$10, cubed, nós temos quantidades significativas tanto de produtos como de reagentes no recipiente onde a reação está ocorrendo. Por fim, quando o valor de $Q$Q é alto, maior do que ~$10^3$10, cubed, a reação contém mais produtos.

Se plotarmos os valores de $Q$Q e de $K$K na reta numérica, o sentido no qual nos movemos para irmos de $Q$Q a $K$K nos diz de que forma a reação está tentando se ajustar. Se estivermos nos movendo para a direita, estaremos alterando as concentrações para formar mais produtos e, portanto, favorecendo a reação direta. Se estivermos nos movendo para a esquerda em direção a zero, estaremos indo na direção que produz mais reagentes e, portanto, favorecendo a reação inversa.

Dadas as concentrações a seguir, qual é o valor de $Q$Q?
E, se $K = 1{,}0$K, equals, 1, comma, 0, qual lado da reação será favorecido por esse valor de $Q$Q?

Podemos calcular $Q$Q escrevendo a equação que usa a reação balanceada e, em seguida, substituindo os valores pelas concentrações dadas.

Se compararmos $Q$Q a $K$K, veremos que $Q > K$Q, is greater than, K. Isso significa que, quando comparado ao estado de equilíbrio, há produto em excesso, e, portanto, a reação inversa será favorecida.

Se traçarmos a reta numérica com os valores de $Q$Q e $K$K, obteremos algo assim:

Podemos ver que $Q$Q está perto da região na qual temos mais produtos do que reagentes, que é a região à direita de $K$K. Como a reação se ajustará para se aproximar de $K$K, podemos desenhar uma seta na direção desse deslocamento. Essa seta começará em $Q$Q e apontará em direção a $K$K, apontando também para a região na qual há mais reagentes do que produtos. Isso nos diz que a nossa reação favorecerá a reação inversa para produzir mais reagentes e consumir o excesso de produtos.

Como você pode ver, ambos os métodos fornecem a mesma resposta, então você pode decidir qual funciona melhor para você!

Podemos comparar o quociente de reação $Q$Q à constante de equilíbrio $K$K para prever o que uma reação vai fazer para atingir o equilíbrio. Além disso, você pode ver $Q$Q aparecendo em outros tópicos e equações de química, pois estamos frequentemente interessados em descobrir o que acontece com algumas grandezas termodinâmicas quando não estamos em equilíbrio. Continue ligado para saber mais!