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Gerado em: 20 de julho de 2026 às 21:34

Calculadora do quociente de reação Q

Entradas

Concentração de A0,1 M
Coeficiente estequiométrico a1
Concentração de B0,2 M
Coeficiente estequiométrico b1
Concentração de C0,5 M
Coeficiente estequiométrico c1
Concentração de D1 M
Coeficiente estequiométrico d0
Constante de equilíbrio K10

Gerado com OneCalc · https://onecalc.app/pt-BR/chemistry/reaction-quotient

Química

Calculadora do quociente de reação Q

Calcula o quociente de reação Q a partir das concentrações atuais e o compara com a constante de equilíbrio K para prever em que sentido a reação aA + bB ⇌ cC + dD vai evoluir.

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Resultados

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\begin{aligned} Q &= \dfrac{[\text{C}]^{c}\,[\text{D}]^{d}}{[\text{A}]^{a}\,[\text{B}]^{b}} \\ &= \dfrac{ 0,5^{1}\,1^{0} }{ 0,1^{1}\,0,2^{1} } \\ &= ? \end{aligned}

Como Q < K, a reação se desloca no sentido direto (para a direita): os reagentes são consumidos e mais produto se forma até que Q aumente e se iguale a K.

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O que o quociente de reação indica

O quociente de reação Q mede as quantidades relativas de produtos e reagentes presentes em qualquer momento de uma reação reversível. Ele é calculado com a mesma expressão da constante de equilíbrio K, mas a partir das concentrações que existem naquele instante, e não das concentrações no equilíbrio. Comparar Q com K revela se uma reação ainda tem margem para avançar no sentido direto, se já ultrapassou o ponto de equilíbrio na direção dos produtos ou se já se estabilizou no equilíbrio.

A expressão do quociente de reação

Para a reação geral:

aA+bB⇌cC+dDa\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}

o quociente de reação em concentrações molares é:

Qc=[C]c[D]d[A]a[B]bQ_c = \frac{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a [\text{B}]^b}

Os colchetes indicam as concentrações molares atuais (mol/L) e os expoentes são os coeficientes estequiométricos da equação balanceada. Assim como em K, sólidos puros e líquidos puros são omitidos porque suas concentrações são praticamente constantes.

Comparação de Q com K

Uma vez conhecido Q, uma única comparação com K prevê o sentido do deslocamento:

ComparaçãoSentido do deslocamentoSignificado
Q < KDireto (para a direita)Poucos produtos; a reação forma mais produto
Q = KSem deslocamento líquidoO sistema já está em equilíbrio
Q > KInverso (para a esquerda)Produtos em excesso; a reação forma reagentes de novo

Trata-se de uma expressão direta do princípio de Le Chatelier: o sistema sempre se move no sentido que aproxima Q de K.

Exemplo resolvido

Considere a reação A + B ⇌ C com uma constante de equilíbrio K = 10. Suponha que as concentrações atuais sejam:

[A]=0,10 M,[B]=0,20 M,[C]=0,50 M[\text{A}] = 0{,}10\ \text{M}, \quad [\text{B}] = 0{,}20\ \text{M}, \quad [\text{C}] = 0{,}50\ \text{M}

Todos os coeficientes valem 1, portanto:

Q=[C][A][B]=0,50(0,10)(0,20)=0,500,020=25\begin{aligned} Q &= \frac{[\text{C}]}{[\text{A}][\text{B}]} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{(0{,}10)(0{,}20)} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{0{,}020} \\[6pt] &= 25 \end{aligned}

Como Q = 25 é maior que K = 10, há mais produto do que o equilíbrio permite. A reação se desloca no sentido inverso, consumindo C e reformando A e B até que Q caia para 10.

Excluir uma espécie: definir um coeficiente como zero

Qualquer espécie com coeficiente estequiométrico 0 contribui com um fator [X]⁰ = 1, que desaparece da expressão. Isso facilita tratar reações com menos de dois reagentes ou produtos: basta definir como 0 o coeficiente não utilizado, e sua concentração deixa de importar.

Q, K e a energia livre de Gibbs

A comparação entre Q e K também se conecta à termodinâmica da reação. A relação

ΔG=ΔG∘+RTln⁡Q\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q

mostra que, quando Q < K, a variação de energia livre ΔG é negativa e a reação direta é espontânea; quando Q > K, ΔG é positiva e a reação inversa é favorecida; e quando Q = K, ΔG = 0 e o sistema está em equilíbrio. O quociente de reação é, portanto, a ponte entre as concentrações medidas e a força motriz de uma reação.

Erros comuns

Q deve ser avaliado com concentrações expressas nas mesmas unidades usadas para definir K — normalmente mol/L para Qc, ou pressões parciais para Qp. Misturar unidades, esquecer de elevar cada concentração ao seu expoente estequiométrico ou incluir sólidos e líquidos puros são os erros mais frequentes. Como Q depende do estado atual e K depende apenas da temperatura, uma reação com K fixo pode ter Q acima, abaixo ou igual a K, dependendo inteiramente das concentrações presentes naquele instante.

Perguntas frequentes (FAQ)

Qual é a fórmula do quociente de reação Q?

Para a reação geral aA + bB ⇌ cC + dD, o quociente de reação é Q = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b), em que os colchetes indicam as concentrações molares atuais e os expoentes são os coeficientes estequiométricos da equação balanceada. Ele tem exatamente a mesma forma da constante de equilíbrio, mas as concentrações são medidas no momento de interesse, e não no equilíbrio.

Qual é a diferença entre Q e K?

Q e K compartilham a mesma expressão algébrica, mas K usa concentrações de equilíbrio, enquanto Q usa concentrações em qualquer instante. K é fixo para uma reação a uma dada temperatura; Q muda continuamente à medida que a reação avança e só se iguala a K quando o sistema atinge o equilíbrio.

Como a comparação entre Q e K prevê o sentido de uma reação?

Se Q < K, há relativamente poucos produtos, então a reação evolui no sentido direto (para a direita) para formar mais produto. Se Q > K, há produtos em excesso, então a reação evolui no sentido inverso (para a esquerda) para formar reagentes de novo. Se Q = K, as velocidades direta e inversa já estão equilibradas e o sistema está em equilíbrio.

O que significa Q ser igual a K?

Quando Q = K, o sistema está em equilíbrio: a razão entre as concentrações de produtos e reagentes já corresponde à constante de equilíbrio, de modo que não há mudança líquida em nenhum sentido. As reações direta e inversa continuam com a mesma velocidade, mantendo as concentrações constantes.

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