Considere a seguinte reação em equilíbrio em um recipiente fechado:
O que aconteceria se:
fosse adicionado um pouco de
;
O que aconteceria se:
fosse adicionado um pouco de
Passo 1
O enunciado dá a reação em equilíbrio num recipiente fechado:
Pergunta: o que acontece se for adicionado um pouco de
ao sistema fechado?
Informações relevantes dadas: as três espécies e o fato de o sistema estar em equilíbrio num recipiente fechado. Não foi dada temperatura, então assumimos temperatura constante durante a perturbação.
Informações relevantes dadas: as três espécies e o fato de o sistema estar em equilíbrio num recipiente fechado. Não foi dada temperatura, então assumimos temperatura constante durante a perturbação.
Passo 2
Conceito importante (explicação didática): equilíbrio químico e constante de equilíbrio em termos de pressão parcial. Para uma reação que envolve gases e sólidos, a expressão de
usa apenas as pressões parciais dos gases; as fases sólidas puros têm atividade aproximada igual a 1 e não aparecem na expressão. Portanto, para esta reação:
Aqui
é a constante de equilíbrio (dependente da temperatura) e
é a pressão parcial do gás
no recipiente quando o sistema está em equilíbrio. Isso significa que, à temperatura fixada, o equilíbrio se estabelece quando a pressão de
vale exatamente
.
Passo 3
Definição útil (explicação didática): quociente de reação em termos de pressão,
, é definido exactamente igual a
mas usando as condições imediatas do sistema (não necessariamente em equilíbrio). Para esta reação:
Se
o sistema tende a reagir no sentido que consome o excesso de produto gasoso (ou seja, desloca-se para a esquerda). Se
o sistema tende a formar mais
(desloca-se para a direita). Esta é a forma quantitativa do Princípio de Le Chatelier.
Passo 4
Aplicando isso ao caso: ao adicionar um pouco de
a quente (ou à temperatura do equilíbrio), a pressão parcial imediata de
aumenta, portanto momentaneamente temos
Pelo raciocínio do passo anterior, o equilíbrio desloca-se para a esquerda para reduzir essa pressão excessiva. Em palavras simples: parte do
adicionado reage com o
para formar mais
:
Assim, fisicamente espera-se: a massa de
aumenta, a massa de
diminui, e a pressão de
cai até que seja restabelecido o equilíbrio.
Passo 5
Detalhe prático e exceção (importante para prova): enquanto houver
e
presentes, o sistema pode consumir
até que a pressão volte a
(novo equilíbrio). Se a quantidade de
adicionada for grande o bastante para consumir todo o
, a reação não pode continuar a deslocar-se totalmente para a esquerda (falta reagente sólido). Nesse caso extremo, todo o
vira
e a pressão final de
permanecerá maior que
; o equilíbrio heterogêneo típico (com ambos os sólidos presentes) não será mais estabelecido. Também vale lembrar:
depende da temperatura, então se a adição de
alterar temperatura (por exemplo, se houver aquecimento ou arrefecimento), o valor de
muda — aqui assumimos temperatura constante.
Resposta
O equilíbrio desloca-se para a esquerda: parte do
é consumido para formar mais
, diminuindo a pressão de
até restabelecer
(desde que ainda reste
); se for adicionado CO
em excesso suficiente para consumir todo o
, então todo o
se converte e a pressão de
permanece acima de
.