Explique o que significa Q>K. A reação avança para qual lado?

Passo 1

O enunciado pergunta o que significa comparar o quociente de reação Q com a constante de equilíbrio K e, em particular, o que acontece quando Q>K. O conteúdo envolvido é equilíbrio químico e a ideia de deslocamento de equilíbrio (princípio de Le Chatelier).

Passo 2

Considere uma reação genérica
\alpha A + \beta B \rightleftharpoons \gamma C + \delta D.
O quociente de reação no instante formado pelas concentrações atuais é
Q = \frac{[C]^\gamma\,[D]^\delta}{[A]^\alpha\,[B]^\beta},
enquanto a constante de equilíbrio K tem exatamente a mesma expressão, mas usando as concentrações na situação de equilíbrio:
K = \frac{[C]_{\rm eq}^\gamma\,[D]_{\rm eq}^\delta}{[A]_{\rm eq}^\alpha\,[B]_{\rm eq}^\beta}.

Passo 3

Comparar Q e K é verificar se, naquele momento, há excesso de produtos ou de reagentes em relação ao equilíbrio:
  • Se Q<K, faltam produtos e o sistema avança para a direita.
  • Se Q>K, há excesso de produtos (ou falta de reagentes) em relação ao ponto de equilíbrio.
Podemos ver isso também pela relação termodinâmica
\Delta G = \Delta G^\circ + RT\ln Q \quad\Longrightarrow\quad \Delta G = RT\ln\frac{Q}{K}.
Quando Q>K, temos \ln(Q/K)>0 e, portanto, \Delta G>0: a reação não é espontânea no sentido direto e, para restabelecer \Delta G=0, deve ocorrer o progresso inverso, consumindo produtos e formando reagentes até que Q caia até K.

Passo 4

Logo, na situação Q>K, a reação avança para a esquerda (sentido inverso), produzindo reagentes e consumindo produtos até restabelecer o equilíbrio Q=K.

Resposta

Quando Q>K, a reação avança para a esquerda (sentido inverso), consumindo produtos e formando reagentes.

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