Se você está vendo esta mensagem, significa que estamos tendo problemas para carregar recursos externos em nosso website.

If you're behind a web filter, please make sure that the domains *.kastatic.org and *.kasandbox.org are unblocked.

Conteúdo principal

Exemplo resolvido: como usar o princípio de Le Chȃtelier para prever deslocamentos no equilíbrio

Neste vídeo, vamos usar o princípio de Le Chȃtelier para prever como um sistema em equilíbrio vai se deslocar em resposta a várias perturbações, inclusive variações na concentração, no volume e na temperatura. Versão original criada por Jay.

Quer participar da conversa?

Nenhuma postagem por enquanto.
Você entende inglês? Clique aqui para ver mais debates na versão em inglês do site da Khan Academy.

Transcrição de vídeo

RKA3JV - Olá, tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais uma aula de Ciências da Natureza. Nesta aula, vamos resolver um exemplo que tem como objetivo utilizar o princípio de Le Châtelier para prever mudanças em uma reação em equilíbrio. Neste exemplo, vamos observar a reação entre o monóxido de carbono e o gás hidrogênio para produzir metanol. Vamos dizer que a reação está em equilíbrio e que nosso trabalho seja descobrir em qual direção a reação irá se deslocar, se vai para a esquerda, se vai para a direita ou se não sofrerá nenhuma mudança, conforme a gente altera algumas coisas na reação em equilíbrio. Por exemplo, se a gente adicionar um pouco de gás hidrogênio à nossa reação em equilíbrio, estaremos aumentando a concentração de um de nossos reagentes. De acordo com o princípio de Le Châtelier, a reação vai se mover na direção que diminua o estresse colocado no sistema. Portanto, se o estresse for causado devido ao aumento na quantidade de um dos reagentes, a reação vai ocorrer para a direita, a fim de eliminar parte destes reagentes. Na letra "B", temos aqui que um pouco de metanol foi removido. Como estamos diminuindo a concentração de nosso produto, a reação vai ocorrer de forma a fazer mais de nosso produto. Portanto, a reação vai ocorrer para a direita. Na letra "C", vamos aumentar o volume da reação em equilíbrio. Ao aumentar o volume, diminuiremos a pressão. Portanto, poderíamos considerar o estresse como a redução da pressão. O princípio de Le Châtelier diz que a reação líquida vai ocorrer na direção que alivia o estresse. Portanto, se o estresse for uma redução de pressão, a reação líquida vai ocorrer de forma a aumentar a pressão. Podemos descobrir em que direção isso vai acontecer olhando a equação balanceada. No lado do reagente, temos aqui 1 mol de gás e 2 mols de gás, totalizando 3 mols de gás. Já no lado dos produtos, temos apenas 1 mol de gás. Ou seja, temos 3 mols de gás à esquerda e apenas 1 mol de gás à direita. Como a reação líquida vai tentar aumentar a pressão, o equilíbrio vai ser obtido novamente se a reação se deslocar para a esquerda, para o lado que vai formar mais mols de gás, aumentando, com isso, a pressão. Agora, na letra "D", vamos adicionar um pouco de gás neon à nossa mistura de reação em equilíbrio. Como sabemos, o gás neon é um gás inerte, o que significa que não reage com nenhum de nossos reagentes ou produtos. E se olharmos para a expressão do quociente de reação, "Qp", o gás neon não está incluído nesta expressão. Portanto, a adição de gás neon não mudará o valor de "Qp", de modo que a reação permanece em equilíbrio. Sendo assim, a resposta é que não há nenhuma mudança quando um gás inerte é adicionado. E eu sei que de início isso pode soar um pouco estranho, porque adicionar gás neon significa que a pressão total vai aumentar, já que estamos adicionando um gás. No entanto, as pressões parciais permanecem as mesmas, ou seja, as pressões parciais do metanol, do monóxido de carbono e do gás hidrogênio permanecem as mesmas. Portanto, "Q" não muda. Vamos ver a letra "E" agora. Aqui, vamos adicionar um catalisador à nossa reação em equilíbrio. Os catalisadores aceleram as reações reduzindo a energia de desativação. No entanto, o catalisador vai acelerar as reações direta e inversa na mesma quantidade. Devido a isso, a reação permanece em equilíbrio, ou seja, não há nenhuma mudança quando um catalisador é adicionado a uma reação em equilíbrio. Vamos para a letra "F". Aqui, vamos tentar diminuir a temperatura da reação em equilíbrio. Bem, como podemos observar, esta reação é exotérmica. Afinal, ΔH é menor que zero, então podemos tratar o calor como um produto. Sabendo disso, vamos escrever calor no lado dos produtos. Se tratarmos o calor como um produto, diminuir a temperatura é como diminuir a quantidade de nosso produto. Portanto, a reação líquida vai se mover para a direita a fim de fazer mais do nosso produto. Como a reação se move para a direita, podemos ver isso como um aumento na quantidade de produtos e, portanto, uma redução na quantidade de reagentes. Quando aumentamos os produtos e diminuímos os reagentes, aumentamos o valor da constante de equilíbrio. Sendo assim, diminuir a temperatura causa um aumento na constante de equilíbrio para uma reação exotérmica. Observe que alterar a temperatura foi a única coisa que realmente mudou a constante de equilíbrio. Em todos os outros casos que vimos aqui, a constante de equilíbrio permaneceu com o mesmo valor. Bem, eu espero que você tenha compreendido todas as ideias que conversamos. E, mais uma vez, eu quero deixar para você um grande abraço e dizer que te encontro na próxima. Então, até lá!