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Alguns pontos-chave dessa matéria para o ENEM que devem ser levados em conta ao estudarmos são:

Um mapa mental com alguns conceitos importantíssimos sobre o deslocamento de equilíbrio. Fonte na própria imagem.

O deslocamento do equilíbrio químico refere-se à mudança que ocorre em um sistema em equilíbrio quando um fator externo é aplicado. Esse fator pode ser uma mudança na concentração de reagentes ou produtos, uma mudança na pressão ou volume (para reações com gases) ou uma mudança na temperatura.

O princípio que rege esses deslocamentos é o Princípio de Le Chatelier. Este princípio estabelece que, se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se ajustará de maneira a minimizar a perturbação.

O Princípio de Le Chatelier, nomeado em homenagem ao químico francês Henry Le Chatelier, afirma que quando um sistema em equilíbrio é perturbado por uma mudança em temperatura, pressão ou concentração de componentes, o sistema se ajustará para compensar essa mudança e um novo equilíbrio será estabelecido.

De maneira mais simples, você pode pensar nesse princípio como uma maneira de o sistema "resistir" à mudança. Ele tentará "desfazer" a perturbação para retornar ao seu estado original de equilíbrio.

Quando falamos sobre deslocamento de equilíbrio por alteração na concentração, estamos nos referindo ao efeito que a adição ou remoção de um reagente ou produto tem sobre a posição do equilíbrio.

Suponha que temos uma reação química hipotética em equilíbrio, onde A e B são reagentes e C e D são produtos:

Aumentando a concentração de um reagente

Se aumentarmos a concentração de A, por exemplo, estamos perturbando o equilíbrio. Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema tentará contrabalançar essa mudança. Como temos mais A, o sistema tentará consumir o excesso de A, deslocando o equilíbrio para a direita, em direção aos produtos C e D. O resultado será uma maior produção de C e D até que um novo equilíbrio seja estabelecido.

Aumentando a concentração de um produto

Agora, e se aumentarmos a concentração de um dos produtos, digamos C? Novamente, o sistema é perturbado e tentará se ajustar. Nesse caso, o sistema tentará reduzir o excesso de C, deslocando o equilíbrio para a esquerda, em direção aos reagentes A e B. Isso leva a uma maior produção de A e B e a uma diminuição na produção de C e D até que um novo equilíbrio seja alcançado.

Agora vamos a um exemplo mais específico. Considere a reação de formação de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio:

Se adicionarmos mais nitrogênio (N2) ao sistema, o equilíbrio se deslocará para a direita para consumir o excesso de nitrogênio, resultando em mais amônia (NH3). Por outro lado, se adicionarmos mais amônia ao sistema, o equilíbrio se deslocará para a esquerda para reduzir a concentração excessiva de amônia, produzindo mais nitrogênio e hidrogênio.

Isso mostra como podemos controlar a direção de uma reação química ajustando as concentrações dos reagentes ou produtos.

Quando falamos sobre o deslocamento do equilíbrio devido à mudança na pressão ou no volume, estamos nos referindo especialmente às reações que envolvem gases. Vamos examinar mais de perto o impacto dessas mudanças.

Lembre-se de que o aumento da pressão é equivalente à diminuição do volume, e vice-versa, por causa da lei de Boyle para gases ideais (P1V1=P2V2). Então, quando falamos sobre mudanças na pressão, também estamos falando sobre mudanças no volume.

Aumento da pressão ou diminuição do volume

Se aumentarmos a pressão (ou diminuirmos o volume), o sistema tentará reduzir a pressão. Ele faz isso movendo-se na direção que tem menos moléculas de gás, já que menos moléculas de gás resultam em uma pressão menor.

Diminuição da pressão ou aumento do volume

Por outro lado, se diminuirmos a pressão (ou aumentarmos o volume), o sistema tentará aumentar a pressão. Ele faz isso movendo-se na direção que tem mais moléculas de gás, já que mais moléculas de gás resultam em uma pressão maior.

Vamos a um exemplo para ilustrar esse conceito. Considere novamente a reação de formação de amônia:

Observe que temos 4 moléculas de gás nos reagentes (1 molécula de N2 + 3 moléculas de H2) e 2 moléculas de gás nos produtos (2 moléculas de NH3).

Se aumentarmos a pressão (ou diminuirmos o volume), o sistema tentará reduzir a pressão. Ele faz isso deslocando o equilíbrio para a direita, para o lado dos produtos, onde há menos moléculas de gás. Portanto, a produção de amônia aumenta.

Se, por outro lado, diminuirmos a pressão (ou aumentarmos o volume), o sistema tentará aumentar a pressão. Ele faz isso deslocando o equilíbrio para a esquerda, para o lado dos reagentes, onde há mais moléculas de gás. Portanto, a produção de amônia diminui.

Esses conceitos são importantes na indústria química, onde a manipulação da pressão e do volume é frequentemente usada para maximizar a produção de certos produtos.

Agora vamos abordar o efeito da mudança de temperatura sobre o equilíbrio químico. Quando falamos de mudança de temperatura, estamos discutindo uma alteração na energia cinética média das partículas. Isso tem um efeito direto sobre a taxa em que as reações ocorrem, e assim, sobre o equilíbrio químico.

Se a temperatura for aumentada, o sistema irá se deslocar na direção da reação endotérmica, que é aquela que absorve calor. Isso é feito para diminuir a temperatura, ou seja, o sistema tenta contrabalançar o aumento de temperatura absorvendo parte do calor adicionado.

Por outro lado, se a temperatura for diminuída, o sistema irá se deslocar na direção da reação exotérmica, aquela que libera calor. Nesse caso, o sistema tenta contrabalançar a diminuição da temperatura, liberando calor.

Um exemplo clássico dessa situação é a reação de formação de dinitrogênio tetróxido (N2O4) a partir do dióxido de nitrogênio (NO2):

Nessa reação, a formação de N2O4 é exotérmica, liberando energia na forma de calor. Se a temperatura for aumentada, o sistema se desloca para a esquerda, na direção endotérmica, de forma a absorver parte do calor adicionado. Isso resulta em mais NO2. Por outro lado, se a temperatura for diminuída, o sistema se desloca para a direita, na direção exotérmica, de forma a liberar calor e aumentar a temperatura. Isso resulta em mais N2O4.

Portanto, o Princípio de Le Chatelier nos ajuda a entender como a mudança de temperatura pode afetar o equilíbrio químico e nos permite prever a direção em que o sistema irá se deslocar quando tais mudanças ocorrem.

b) Fatores que não alteram o equilíbrio

Com certeza, a discussão sobre o deslocamento do equilíbrio não estaria completa sem mencionar os fatores que NÃO afetam o equilíbrio químico. Embora o Princípio de Le Chatelier nos mostre que mudanças em concentração, pressão, volume e temperatura podem deslocar o equilíbrio, existem certas condições que não têm efeito sobre o equilíbrio. Aqui estão elas:

Vamos abordar agora o efeito do íon comum, um fenômeno importante no estudo do equilíbrio químico.

O efeito do íon comum ocorre quando adicionamos a um sistema em equilíbrio uma substância que fornece um íon que já participa da reação. A adição desse íon "comum" leva a um deslocamento do equilíbrio, conforme o Princípio de Le Chatelier.

Vamos considerar, por exemplo, o equilíbrio estabelecido em uma solução de acetato de sódio (CH₃COONa), que se ioniza em íons acetato (CH₃COO⁻) e sódio (Na⁺):

Agora, digamos que adicionamos ao sistema em equilíbrio ácido acético (CH₃COOH), que também se ioniza, fornecendo íons acetato (CH₃COO⁻):

O íon acetato é comum às duas reações. Ao adicionarmos o ácido acético, a concentração de CH₃COO⁻ aumenta. Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema irá se deslocar na direção que reduz essa concentração adicional. No caso, isso significa um deslocamento na direção dos reagentes na primeira reação. Então, a adição de ácido acético faz com que a dissociação do acetato de sódio diminua.

Assim, o efeito do íon comum é uma aplicação direta do Princípio de Le Chatelier e nos ajuda a entender como o equilíbrio químico pode ser afetado pela adição de uma substância que fornece um íon já presente na reação.