equilibrio quimico relatorio

Equilibrio quimico
Introdução
Qualquer equação que descreva uma reação química real resume o resultado de um experimento (mais frequentemente de uma serie de experimentos). Alguém teve de medir os reagentes realizar a reação, identificar os produtos e medir quantitativamente o número de moles de produtos produzidos por mol e reagente consumido. O último passo é a escrita de uma equação química balanceada que resume concisamente as observações experimentais.
Muitas reações químicas prosseguem essencialmente até o final, mas algumas param em um ponto de equilíbrio que fica entre a reação nula e uma reação essencialmente completa. Estado de equilíbrio é aquele em que a velocidade da reação num sentido se iguala á velocidade da reação no sentido oposto da equação. Para essas reações, o mesmo ponto de equilíbrio pode ser alcançado partindo de qualquer um dos dois extremos da reação, por meio da mistura dos reagentes ou dos produtos, claramente indicando que as reações químicas podem progredir ou regredir.
Em princípio, cada reação química é uma reação de duplo sentido, mas se o ponto de equilíbrio favorecer grandemente os reagentes, dizemos que não há reação. Se o ponto de equilíbrio favorecer muito a formação dos produtos, dizemos que a reação é completa. Para cada um desses dois extremos é difícil medir experimentalmente as concentrações de todos os reagentes e produtos em equilíbrio. No primeiro caso (reagentes grandemente favorecidos), a concentração de produtos é praticamente zero. No segundo caso (produtos grandemente favorecidos), nenhuma quantidade significativa de reagentes será produzida quando os produtos forem misturados. Então, quando o equilíbrio favorece fortemente os produtos, a reação parece ir apenas a uma direção: reagente produtos.
Quase todas as reações químicas consomem ou liberam energia (são designadas, respectivamente, reações endotérmicas e exotérmicas). Por essas reações podemos olhar a energia como se fosse um reagente ou produto e,