Equilíbrio químico: príncipio de Le Chatelier e fatores que afetam o equilíbrio (ENEM Química): Notas de revisão

Exemplo Trabalhado: Efeito da Concentração

Reação: $\text{C}_{(s)} + \text{CO}_{2(g)} \rightleftharpoons 2\text{CO}_{(g)}$

• Aumentar CO₂: A reação se desloca para a direita (sentido dos produtos), consumindo o CO₂ adicionado
• Aumentar CO: A reação se desloca para a esquerda (sentido dos reagentes), consumindo o CO adicionado
• Remover CO: A reação se desloca para a direita para repor o CO que foi removido
• Remover CO₂: A reação se desloca para a esquerda para repor o CO₂ removido

Exemplo Trabalhado: Efeito da Pressão

Reação: $\text{C}_{(s)} + \text{CO}_{2(g)} \rightleftharpoons 2\text{CO}_{(g)}$

• Lado esquerdo: 1 molécula de gás (1V)
• Lado direito: 2 moléculas de gás (2V)

Se aumentarmos a pressão, a reação se desloca para a esquerda (1V), onde há menos moléculas de gás.

Exemplo Trabalhado: Efeito da Temperatura

Reação: $\text{N}_2 + 3\text{H}_{2(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_{3(g)}$ onde $\Delta H < 0$ (reação exotérmica)

• Aumento da temperatura: favorece o sentido endotérmico (sentido inverso, formação dos reagentes)
• Diminuição da temperatura: favorece o sentido exotérmico (sentido direto, formação dos produtos)

Exemplo Trabalhado: O Galinho do Tempo

Um exemplo fascinante é o cloreto de cobalto hidratado, usado nos famosos "galinhos do tempo":

Reação: \text{Co(H}_2\text{O})_6^{2+}_{(aq)} + 4\text{Cl}^-_{(aq)} \rightleftharpoons \text{CoCl}_4^{2-}_{(aq)} + 6\text{H}_2\text{O}_{(l)} $\text{Rosa} \hspace{4cm} \text{Azul}$ onde $\Delta H > 0$

• Dias úmidos e frescos: A reação se desloca para a esquerda, formando o complexo rosa
• Dias secos e quentes: A reação se desloca para a direita, formando o complexo azul

Esse fenômeno acontece porque a reação é endotérmica ($\Delta H > 0$), então o aumento da temperatura favorece a formação do produto azul, enquanto a presença de mais água favorece a formação do reagente rosa.