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

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!