Efeito da concentração · Física e Química A 11.º ano

O que acontece quando se perturba um equilíbrio

Num equilíbrio químico as reações direta e inversa ocorrem à mesma velocidade, e as concentrações de todas as espécies mantêm-se constantes. Mas esse estado não é «à prova de perturbações»: se alterares a concentração de uma das espécies, o sistema deixa de estar em equilíbrio.

Depois da perturbação, o sistema evolui até atingir um novo estado de equilíbrio, com concentrações diferentes das iniciais. A constante de equilíbrio, a uma dada temperatura, mantém-se.

Aplicado à concentração:

Aumentar a concentração de uma espécie → o sistema evolui no sentido em que essa espécie é consumida.
Diminuir a concentração de uma espécie → o sistema evolui no sentido em que essa espécie é formada.

Repara: o sistema não anula a perturbação, atenua-a. A concentração da espécie adicionada fica, no novo equilíbrio, maior do que no início, mas menor do que logo após a adição.

Pratica★☆☆

O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$, formando o ião $\text{Fe(SCN)}^{2+}$, de cor vermelha intensa, estabelecendo-se o…

O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$, formando o ião $\text{Fe(SCN)}^{2+}$, de cor vermelha intensa, estabelecendo-se o equilíbrio $\text{Fe}^{3+}\ \text{(aq)} + \text{SCN}^{-}\ \text{(aq)} \rightleftharpoons \text{Fe(SCN)}^{2+}\ \text{(aq)}$. Uma solução com este equilíbrio fica tanto mais corada quanto maior for a concentração de $\text{Fe(SCN)}^{2+}$.

Prevê o que acontece à cor da solução em cada situação e justifica com o Princípio de Le Châtelier.

a) Adicionam-se algumas gotas de uma solução concentrada de um sal de ferro(III).
b) Adicionam-se cristais de um sal solúvel de tiocianato.
c) Adiciona-se um reagente que faz precipitar os iões $\text{Fe}^{3+}$, retirando-os da solução.
d) Adiciona-se água destilada, diminuindo a concentração de todas as espécies em solução.

Resolver

Justificar com o quociente da reação

O Princípio de Le Châtelier dá a previsão; o quociente da reação, $Q_c$, dá a explicação quantitativa. Para $a\,\text{A} + b\,\text{B} \rightleftharpoons c\,\text{C} + d\,\text{D}$:

$$Q_c = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

No equilíbrio, $Q_c = K_c$. Ao alterar uma concentração, $Q_c$ muda e deixa de ser igual a $K_c$:

Perturbação	Efeito em $Q_c$	Comparação	Evolução
↑ [reagente]	diminui	$Q_c < K_c$	sentido direto
↓ [reagente]	aumenta	$Q_c > K_c$	sentido inverso
↑ [produto]	aumenta	$Q_c > K_c$	sentido inverso
↓ [produto]	diminui	$Q_c < K_c$	sentido direto

O sistema evolui até $Q_c$ voltar a ser igual a $K_c$. É por isso que a concentração da espécie adicionada não regressa ao valor inicial: o novo equilíbrio tem todas as concentrações ajustadas para que o quociente volte a valer $K_c$.

Aplicar $Q_c$ a uma adição

No equilíbrio $\text{H}_2\ \text{(g)} + \text{I}_2\ \text{(g)} \rightleftharpoons 2\ \text{HI}\ \text{(g)}$, a determinada temperatura, $K_c = 50$. As concentrações de equilíbrio são $[\text{H}_2] = 0{,}10$ mol/dm³, $[\text{I}_2] = 0{,}10$ mol/dm³ e $[\text{HI}] = 0{,}71$ mol/dm³. Adiciona-se $\text{H}_2$ até $[\text{H}_2] = 0{,}20$ mol/dm³ (sem variação apreciável das outras). Para onde evolui o sistema?

Passo 1. Escreve $Q_c$ com as concentrações logo após a adição:

$$Q_c = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} = \frac{0{,}71^2}{0{,}20 \times 0{,}10}$$

Passo 2. Calcula:

$$Q_c = \frac{0{,}504}{0{,}020} \approx 25$$

Passo 3. Compara com $K_c$: $Q_c \approx 25 < 50 = K_c$. Como $Q_c < K_c$, o sistema evolui no sentido direto, consumindo $\text{H}_2$ e $\text{I}_2$ e formando $\text{HI}$. Concorda com Le Châtelier.

A tua vez. Se, em vez de adicionares $\text{H}_2$, retirasses $\text{HI}$ do sistema em equilíbrio, em que sentido evoluiria? Justifica com $Q_c$ e $K_c$.

Resposta: $[\text{HI}]$ diminui, logo $Q_c$ diminui e $Q_c < K_c$: o sistema evolui no sentido direto, formando $\text{HI}$.

Pratica★☆☆

O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$, formando o ião $\text{Fe(SCN)}^{2+}$, de cor vermelha intensa, estabelecendo-se o…

O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$, formando o ião $\text{Fe(SCN)}^{2+}$, de cor vermelha intensa, estabelecendo-se o equilíbrio $\text{Fe}^{3+}\ \text{(aq)} + \text{SCN}^{-}\ \text{(aq)} \rightleftharpoons \text{Fe(SCN)}^{2+}\ \text{(aq)}$. Uma solução com este equilíbrio fica tanto mais corada quanto maior for a concentração de $\text{Fe(SCN)}^{2+}$.

Prevê o que acontece à cor da solução em cada situação e justifica com o Princípio de Le Châtelier.

a) Adicionam-se algumas gotas de uma solução concentrada de um sal de ferro(III).
b) Adicionam-se cristais de um sal solúvel de tiocianato.
c) Adiciona-se um reagente que faz precipitar os iões $\text{Fe}^{3+}$, retirando-os da solução.
d) Adiciona-se água destilada, diminuindo a concentração de todas as espécies em solução.

Resolver

Perturbações com ácidos, bases e cores

Muitas vezes a perturbação não é adicionar diretamente uma espécie, mas adicionar uma substância que reage com ela e a remove. Por exemplo, uma base como o $\text{NaOH}$ consome iões $\text{H}^+$ (formando água); um ácido fornece $\text{H}^+$.

Neste tipo de situação segue este raciocínio:

Que espécie do equilíbrio tem a concentração alterada, e em que sentido (↑ ou ↓)?
Em que sentido evolui o sistema para contrariar essa alteração?
Que espécie colorida aumenta? A cor da solução muda em conformidade.

Recorda ainda: a água líquida pura, sendo solvente, não entra na expressão de $K_c$. Mas adicionar água em grande quantidade dilui as espécies aquosas e pode deslocar o equilíbrio.

Pratica★★☆

O ião dicromato, $\text{Cr}2\text{O}7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato, $\text{CrO}4^{2-}$, tem cor amarela. Em solução aquosa, os dois iões coexistem no…

O ião dicromato, $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato, $\text{CrO}_4^{2-}$, tem cor amarela. Em solução aquosa, os dois iões coexistem no equilíbrio:

$$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\ \text{(aq)} + \text{H}_2\text{O}\ \text{(l)} \rightleftharpoons 2\ \text{CrO}_4^{2-}\ \text{(aq)} + 2\ \text{H}^{+}\ \text{(aq)}$$

a) A uma solução laranja de dicromato adiciona-se, gota a gota, uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, que consome iões $\text{H}^{+}$. Prevê a mudança de cor observada e justifica.
b) À solução obtida em a) adiciona-se ácido clorídrico em excesso. Indica a cor final e justifica com o Princípio de Le Châtelier.
c) Conclui se o ião cromato predomina em meio ácido ou em meio básico.

Resolver

Aplicações: retirar produtos e aumentar o rendimento

Na indústria, interessa muitas vezes que um equilíbrio produza o máximo possível do produto desejado. Duas estratégias resultam diretamente de Le Châtelier:

Retirar o produto à medida que se forma (por exemplo, por condensação ou precipitação): $Q_c$ mantém-se menor do que $K_c$ e o sistema continua a evoluir no sentido direto.
Usar excesso de um reagente barato, para deslocar o equilíbrio no sentido direto e consumir mais do reagente caro.

É o princípio por trás da separação contínua do amoníaco no processo de Haber-Bosch, que verás no último apartado deste capítulo.

Pratica★★☆

O ião dicromato, $\text{Cr}2\text{O}7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato, $\text{CrO}4^{2-}$, tem cor amarela. Em solução aquosa, os dois iões coexistem no…

O ião dicromato, $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato, $\text{CrO}_4^{2-}$, tem cor amarela. Em solução aquosa, os dois iões coexistem no equilíbrio:

$$\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\ \text{(aq)} + \text{H}_2\text{O}\ \text{(l)} \rightleftharpoons 2\ \text{CrO}_4^{2-}\ \text{(aq)} + 2\ \text{H}^{+}\ \text{(aq)}$$

a) A uma solução laranja de dicromato adiciona-se, gota a gota, uma solução de hidróxido de sódio, NaOH, que consome iões $\text{H}^{+}$. Prevê a mudança de cor observada e justifica.
b) À solução obtida em a) adiciona-se ácido clorídrico em excesso. Indica a cor final e justifica com o Princípio de Le Châtelier.
c) Conclui se o ião cromato predomina em meio ácido ou em meio básico.

Resolver

Vamos praticar! 2 exercícios neste tema

★☆☆ O ião ferro(III), $\text{Fe}^{3+}$, reage com o ião tiocianato, $\text{SCN}^{-}$,…★★☆ O ião dicromato, $\text{Cr}2\text{O}7^{2-}$, tem cor laranja, e o ião cromato,…

Em resumo

Perturbado o equilíbrio por uma variação de concentração, o sistema evolui no sentido que contraria a perturbação (Princípio de Le Châtelier).
↑ [reagente] ou ↓ [produto] → sentido direto; ↓ [reagente] ou ↑ [produto] → sentido inverso.
Quantitativamente: $Q_c < K_c$ → sentido direto; $Q_c > K_c$ → sentido inverso; $Q_c = K_c$ → equilíbrio.
$K_c$ só depende da temperatura: adicionar ou retirar espécies não o altera.
Se adicionares uma substância que reage com uma espécie do equilíbrio, analisa o que acontece à concentração dessa espécie.
De volta ao início: a Leonor viu a cor intensificar-se porque adicionou um reagente (evolução no sentido direto) e desaparecer porque a segunda substância removeu esse reagente (evolução no sentido inverso).