Conteúdo principal
Química - Ensino Médio
Curso: Química - Ensino Médio > Unidade 14
Lição 3: Fatores que afetam o equilíbrio químico- Princípio de Le Chȃtelier: variação na concentração
- Princípio de Le Chȃtelier: variação no volume
- Princípio de Le Chȃtelier: variação na temperatura
- Princípio de Le Chatelier: exemplo resolvido
- Exemplo resolvido: como calcular a pressão total de equilíbrio após uma variação no volume
- Exemplo resolvido: como usar o princípio de Le Chȃtelier para prever deslocamentos no equilíbrio
- Princípio de Le Châtelier
- Usando o princípio de Le Chatelier
- Introdução ao quociente de reação Qc
- Quociente de reação (Q)
- Exemplo resolvido: como usar o quociente de reação para prever uma variação na pressão
© 2023 Khan AcademyTermos de usoPolítica de privacidadeAviso de cookies
Princípio de Le Chȃtelier: variação na temperatura
O princípio de Le Chȃtelier pode ser usado para prever o efeito que uma perturbação, como uma variação na temperatura, terá em um sistema em equilíbrio. Se a temperatura do sistema aumentar (com V constante), o sistema vai se deslocar na direção que consome o excesso de calor. Se a temperatura do sistema diminuir, o efeito contrário será observado. Versão original criada por Jay.
Quer participar da conversa?
Nenhuma postagem por enquanto.
Transcrição de vídeo
RKA12MC – Olá! Tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais
uma aula de Ciências da Natureza, e, nesta aula, vamos conversar
sobre o princípio de Le Chatelier e a variação de temperatura. O princípio de Le Chatelier diz que, se uma
tensão é aplicada a uma reação em equilíbrio, a reação líquida vai ocorrer
na direção que alivia a tensão. Uma possível tensão é alterar a temperatura
da reação que se encontra em equilíbrio. Como exemplo desse caso,
vamos observar a reação hipotética em que o gás A se
transforma em gás B. O ΔH (delta H) para essa
reação é menor que zero e isso nos diz que se trata
de uma reação exotérmica. Como sabemos, quando
temos uma reação exotérmica, o calor é liberado
conforme a reação ocorre. Sabendo disso, vamos escrever
“calor” aqui do lado dos produtos, já que o calor foi liberado. Vamos dizer aqui que nossa reação
hipotética esteja em equilíbrio, mas, aí, alteramos a temperatura. Em nosso caso aqui vamos
aumentar a temperatura. De acordo com o
princípio de Le Chatelier, a reação líquida vai ocorrer na
direção que diminua a tensão, ou seja, que diminua
o estresse causado. Se a gente tratar o calor como um de nossos
produtos, caso a gente aumente a temperatura, de certa forma estaremos aumentando a
quantidade de um dos nossos produtos, e, portanto, a reação líquida
vai ocorrer para a esquerda a fim de diminuir um produto. Vamos usar diagramas de partículas
e o quociente de reação Q para explicar o que
está acontecendo quando aumentamos a temperatura
em nossa reação em equilíbrio? O primeiro diagrama de partículas
mostra a reação em equilíbrio, e vamos mostrar isso aqui
calculando Qc nesse momento. Podemos obter a expressão
para o coeficiente de reação Qc observando a equação balanceada. Observe que temos coeficientes de
1 na frente de A e na frente de B. Sendo assim, Qc vai ser igual à concentração
de B elevada à primeira potência dividida pela concentração de A
também elevada à primeira potência. Para encontrar a concentração de B, sabemos
que B é representado por esferas azuis, então, nós temos uma,
duas, três esferas azuis aqui. E, se cada esfera representa
0,1 mol de uma substância, temos 3 vezes 0,1,
que é igual a 0,3 mol de B. Considerando o volume igual a 1 litro, temos 0,3 dividido por 1 litro,
que é igual a 0,3 molar. Portanto, a concentração
de B é igual a 0,3 molar. Existem também
três partículas de A, portanto, a concentração de A
também é igual a 0,3 molar. 0,3 dividido por 0,3 é igual a 1. Então, Qc nesse momento é igual a 1. Kc para essa reação é
igual a 1 a 25 graus Celsius. Sendo assim, Qc é igual a Kc. E, quando Qc é igual a Kc,
a reação está em equilíbrio. Dessa forma, para esse primeiro diagrama
de partículas, a reação está em equilíbrio. Agora, vamos introduzir uma tensão,
um estresse, nessa reação em equilíbrio, e o estresse nesse caso é
um aumento na temperatura. Em geral, para uma reação exotérmica, o aumento de temperatura diminui
o valor da constante de equilíbrio. Portanto, para essa reação hipotética
a 25 graus Celsius, Kc é igual a 1. Mas, como aumentamos a temperatura, o
valor da constante de equilíbrio vai diminuir. Sabendo disso, vamos
dizer que Kc vá para 0,5 caso a gente aumente a
temperatura para 30 graus Celsius. Se calcularmos Qc para o nosso
segundo diagrama de partículas, (repare que ainda temos 3 azuis
e 3 vermelhas aqui, certo?) dessa forma, ao realizar o cálculo, ainda
encontraremos Qc sendo igual a 1. Mas a diferença agora
é que o Kc mudou. Então, Qc não vai
ser mais igual a Kc, e, com isso, não teremos
uma reação em equilíbrio. Neste caso aqui, Qc é maior que Kc
porque Qc é igual a 1 e Kc é igual a 0,5. Como sabemos,
quando Qc é maior que Kc, temos muitos produtos e
não há reagentes suficientes. Com isso, a reação líquida
vai ocorrer para a esquerda. Com a reação líquida
ocorrendo para a esquerda, teremos B se transformando em A. Aqui, em nosso caso, teremos 1 esfera azul
se transformando em 1 esfera vermelha. Portanto, se temos 3 azuis e 3 vermelhas
e 1 azul se transforma em 1 vermelha, teremos agora apenas
2 azuis e 4 vermelhas. Dessa forma, quando calcularmos Qc para
o nosso terceiro diagrama de partículas, a concentração de B
vai ser 0,2 molar e a concentração de A
vai ser 0,4 molar. Assim, ao dividir 0,2 por 0,4,
teremos Qc sendo igual a 0,5. Bem, Kc também é igual a 0,5, sendo assim,
Qc agora é igual a Kc e a reação está em
equilíbrio novamente. Como já vimos, quando uma
reação está em equilíbrio, as concentrações de reagentes
e produtos são constantes. Agora que fizemos este exemplo, vamos voltar à nossa reação
hipotética em equilíbrio. Mas, dessa vez, vamos diminuir a
temperatura em vez de aumentar. Se tratarmos o calor como um produto,
quando reduzirmos a temperatura, estaremos fazendo algo semelhante a
diminuir a quantidade de um dos produtos. Portanto, a reação líquida vai ocorrer
para a direita a fim de fazer mais produtos. Se abordarmos esse problema pensando no
quociente de reação Q para uma reação exotérmica, uma redução na temperatura causa
um aumento na constante de equilíbrio. E, caso a constante de equilíbrio
aumente, Q será menor que K. E, quando Q é menor que K, a
reação líquida vai ocorrer para a direita. A reação líquida continua a ir para
a direita até que Q seja igual a K e o equilíbrio seja reestabelecido. Agora, vamos observar o caso de uma reação
endotérmica, em que ΔH é maior que zero. Quando 6 moléculas de água
complexam com o íon de cobalto 2+, teremos um íon resultante de cor rosa. E, quando os ânions de cloro
complexam com o cobalto 2+, teremos um íon
resultante de cor azul. Quando o íon rosa reage com 4
ânions cloreto, o íon azul é formado. E, como essa reação é endotérmica,
podemos colocar calor no lado dos reagentes. Vamos usar esses
diagramas de partículas aqui para nos ajudar a entender o que acontece
com uma reação endotérmica em equilíbrio quando a temperatura se altera. No entanto, esses desenhos não foram
projetados para serem totalmente precisos para essa
reação em particular. Eles servem apenas para nos ajudar
a entender que cor veríamos. Por exemplo, vamos dizer que esse
diagrama de partículas intermediário represente a reação em equilíbrio. E, se houver quantidades próximas
de íons azul e rosa em equilíbrio, a mistura de equilíbrio resultante,
que é uma solução aquosa, ficaria com uma cor roxa ou violeta. Vamos aumentar a temperatura
dessa reação endotérmica. E, como se trata de uma reação endotérmica,
vamos tratar o calor como um reagente. Isso significa que, ao
aumentar a temperatura, estaríamos meio que aumentando
a quantidade de um reagente e, portanto, a reação líquida
vai ocorrer para a direita a fim de eliminar
parte desse reagente. Se a reação líquida
ocorrer para a direita, aumentaremos a
quantidade de íons azuis e vamos diminuir a
quantidade de íons rosa. Portanto, olhando para este
diagrama específico à direita, repare que temos aqui mais
íons azuis do que íons rosa em comparação com a nossa mistura
de equilíbrio, que se encontra no meio. Sendo assim, para esse
terceiro diagrama de partículas, a solução aquosa resultante
vai ficar com uma cor azul. Se pensarmos no consciente de reação
Q para uma reação endotérmica, um aumento na temperatura causa
um aumento na constante de equilíbrio K. E, se K aumenta, o coeficiente
de reação Q será menor que K. E, quando Q é menor que K,
a reação líquida ocorre para a direita. Vamos voltar ao nosso diagrama
de partículas intermediário. Temos uma reação
em equilíbrio, certo? Só que, dessa vez, vamos
diminuir a temperatura. Se estamos tratando o
calor como um reagente, diminuindo a temperatura,
estamos fazendo algo como se estivéssemos diminuindo
um de nossos reagentes. Dessa forma, a reação líquida
vai ocorrer para a esquerda a fim de fazer mais
de nosso reagente. Como a reação está
indo para a esquerda, vamos diminuir a quantidade de íons azuis
e aumentar a quantidade de íons rosa. Quando compararmos o diagrama de
partículas do meio com o da esquerda, no da esquerda, nós temos muito
mais íons rosa do que íons azuis. Portanto, a solução aquosa
resultante vai ter uma cor rosa. Se a gente pensar sobre
o que está acontecendo, usando Q para uma reação
endotérmica em geral, quando você diminui a temperatura,
você diminui a constante de equilíbrio, e, se a constante de equilíbrio diminui,
agora o Q será maior do que o K, o que significa que teremos muitos
produtos e reagentes insuficientes. Portanto, a reação líquida vai
se deslocar para a esquerda. Vamos voltar à nossa
reação exotérmica agora para conversar sobre
mais um detalhe importante. Nesse momento, vamos fingir que
estamos começando apenas com A. Como vamos começar apenas
com A, não teremos nada de B. O nosso objetivo é fazer
o máximo que pudermos e fazer isso o mais
rápido possível. Uma maneira de aumentar a taxa de
uma reação é aumentar a temperatura. No entanto, para
uma reação exotérmica, aumentar a temperatura,
diminui a constante de equilíbrio K. E, ao diminuir a constante
de equilíbrio K, diminuímos a quantidade de B que
precisamos atingir para alcançar o equilíbrio. Portanto, não podemos realizar nossa reação
hipotética em uma temperatura muito alta porque isso vai diminuir
a constante de equilíbrio. Sendo assim, em vez de
acelerar a taxa da reação, podemos adicionar um catalisador. Vamos olhar aqui um gráfico de
concentração de B em função do tempo? E vamos começar com
esta curva azul aqui, que representa a reação
hipotética sem um catalisador, ou seja, uma reação
não catalisada? Quando o tempo é igual a zero,
a concentração de B é zero porque começamos apenas com A. E, à medida que A se transforma em B, a
concentração de B aumenta com o tempo. Aí, eventualmente, a concentração
de B vai ficar constante. Quando a concentração
de B se torna constante, a reação atinge o equilíbrio. Portanto, esta linha pontilhada aqui
representa a concentração de B no equilíbrio. Agora, a linha amarela representa a
reação com um catalisador adicionado. Mais uma vez, estamos
começando apenas com A, então, quando o tempo é igual a zero,
a concentração de B é igual a zero. Aí, à medida que o tempo passa,
A se transforma em B, e, com isso, a concentração de B aumenta. Aí, em algum momento, a
concentração de B vai ficar constante. Com isso, a reação
vai atingir o equilíbrio. Observe que a reação atingiu
o equilíbrio muito mais rápido com a adição do catalisador
do que sem o catalisador. Repare que a adição
de um catalisador permite que a reação atinja o
equilíbrio mais rapidamente. No entanto, observe que a
concentração de equilíbrio final de B é a mesma em ambas as situações, ou seja, para a reação não catalisada
e para a reação catalisada. Sendo assim, a adição de um catalisador não
altera a composição da mistura de equilíbrio, e isso porque o catalisador acelera
tanto a reação direta quanto a inversa, mas as taxas ainda são iguais. E, como as taxas são iguais, não há alteração na composição
da mistura de equilíbrio. Enfim, espero que você tenha
compreendido aqui essas ideias, e, mais uma vez, eu quero deixar
para você um grande abraço, e dizer que te encontro
na próxima. Então, até lá!