Princípio de Le Chatelier: o problema de Rita

Exercício destinado ao segundo ano do ensino médio (físico-química)

Rita, aluna do segundo ano do ensino médio, chegou em casa exausta após uma aula cansativa sobre os fatores que influenciam o equilíbrio químico. O dia estava muito quente e Rita com muita sede abriu uma garrafa lacrada de água gaseificada que estava na geladeira. Ao abrir a garrafa, bolhas começaram a sair do líquido com muita intensidade e molhou toda a sua roupa. Rita bebeu a água e um arroto soltou. Sua mãe ao ver a cena, ficou muito irritada, pediu mais educação e mandou Rita trocar de roupa.

Após Rita ter trocado de roupa, ela começou a tentar relacionar os fatos que recém tinham acontecido com a aula que teve pela manhã. Não conseguindo estabelecer relações, foi para Internet e viu que a água gaseificada lacrada possui o seguinte equilíbrio químico:

2 H2O(l.) + 1 CO2(g.) ↔ 1 H3O+(aq.) + 1 HCO1-(aq.) ΔH<0

Analisando a reação, Rita começou a pensar e fez uma nova pesquisa sobre as soluções que contêm em nosso estômago. O resultado foi que no estômago humano há a predominância do ácido muriático ionizado (HCl) a uma temperatura de 36ºC. A reação encontrada está representada na sequência:

HCl + H2O (l.)  ↔ H3O+ (aq.) + Cl- (aq.)

Após ler a história, tente explicar para Rita o ocorrido, partindo das equações químicas apresentadas e dos direcionamentos apresentados a seguir:

Por que as bolhas só se formaram com mais intensidade depois que eu abri a garrafa?; por que eu arroto todas as vezes que tomo água com gás? Será que a temperatura corporal tem alguma coisa a ver com o arroto?

Se você tivesse a oportunidade de explicar todos esses fenômenos com base nas duas reações, o que você diria a Rita? Escreva um texto e poste nos comentários dessa postagem.

Para auxiliá-lo na sua resposta, consulte as seguintes ferramentas:

Para entender o efeito da concentração, vale a pena ver esse artigo com o título "Algumas experiências simples envolvendo o Princípio de Le Chatelier de Ferreira, Hartiwig e Rocha-Filho (1997) sendo que o efeito da concentração encontra-se na página 28 no subtítulo: Efeito da concentração: equilíbrio de hidrólise do íon bicarbonato, disponível no sítio: http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/quimica/sbq/QNEsc05/exper1.pdf

Comentário: o experimento prático do íon carbonato ilustra bem, por meio da diferença de coloração, como os sistemas em equilíbrio tendem a minimizar as perturbações sofridas. Ao adicionarmos CO2 (efervescência do Sonrisal), o sistema reage e desloca a reação no sentido de H2CO3. Por sua vez, o excesso de H2CO3 faz o equilíbrio deslocar-se no sentido de formação do íon bicarbonato (HCO3- ). Consequentemente houve uma diminuição na concentração dos íons OH-. A diminuição de íons OH- confere à solução caráter menos básico, que provoca a mudança em sua coloração. Lembrando que isso só ocorre com as espécies químicas que estão no estado aquoso ou gasoso a uma temperatura constante.

Para compreender o efeito da pressão, utilize o Recurso Educacional Aberto de Gabriel Matos Vieira, disponível no sítio: https://plataformaintegrada.mec.gov.br/recurso?id=4628&name=Le%20Chatelier%20e%20a%20press%C3%A3o:%20parte%202:%20v%C3%ADdeo&fbclid=IwAR1Leqvmp4NJKG9VnT09velUVqMTi2WDeqXKfi-eqz7XxfxasCE5Jv00_bs

Comentário: com o aumento ou diminuição do volume do recipiente em que ocorre a reação química, alteramos a pressão do mesmo. Com isso, ao aumentarmos a pressão de um sistema em equilíbrio a reação se deslocará no sentido em que há o menor somatório dos coeficientes estequiométricos. Ao diminuirmos a pressão, o contrário acontece. Se os somatórios dos coeficientes estequiométricos forem iguais (reagentes=produtos) nada acontece quando se altera a pressão do sistema.

Em relação ao efeito da temperatura, aproveite o vídeo do Khan Academy no intervalo de tempo 4min40s a 6min33s. Disponível no sítio: https://www.youtube.com/watch?v=fWnzAKMcFiA

Comentário: de acordo com a variação de entalpia (ΔH) de uma reação química (ΔH < 0 reação exotérmica e ΔH > 0 reação endotérmica), se aumentarmos a temperatura o equilíbrio se desloca no sentido endotérmico, portanto, se diminuirmos a temperatura o equilíbrio se desloca no sentido exotérmico.