O Princípio Le Chatelier é um conceito fundamental da química que descreve como um sistema em equilíbrio reage a uma perturbação externa. Ele foi formulado pelo químico francês Henry Louis Le Chatelier no final do século XIX e é amplamente utilizado para prever e explicar como as reações químicas respondem a mudanças de condições como temperatura, pressão e concentração de reagentes. Neste artigo, exploraremos o que é o Princípio Le Chatelier e suas aplicações em diferentes contextos químicos.
Princípio de Le Chatelier: significado e aplicações práticas em reações químicas.
O Princípio de Le Chatelier é uma lei da química que descreve o comportamento de sistemas em equilíbrio quando sofrem alguma perturbação. Segundo esse princípio, quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma mudança externa, ele se ajusta de forma a minimizar o efeito dessa mudança e a restabelecer o equilíbrio.
Uma aplicação prática do Princípio de Le Chatelier é observada em reações químicas. Por exemplo, se aumentarmos a concentração de um dos reagentes em uma reação em equilíbrio, o sistema irá deslocar a reação no sentido de consumir esse reagente em maior quantidade, a fim de restabelecer o equilíbrio. Da mesma forma, se aumentarmos a pressão ou a temperatura, o sistema irá se ajustar de acordo com as condições impostas.
Em resumo, o Princípio de Le Chatelier nos permite prever como um sistema em equilíbrio irá responder a mudanças externas, auxiliando os químicos a otimizar processos e maximizar rendimentos em reações químicas.
Entenda o conceito de Lei do equilíbrio químico e sua importância na química.
A Lei do equilíbrio químico é um dos princípios fundamentais da química que descreve as condições nas quais uma reação química atinge um estado de equilíbrio, no qual a taxa de formação dos produtos é igual à taxa de formação dos reagentes. Isso significa que, mesmo que a reação continue ocorrendo, a concentração dos reagentes e produtos permanece constante.
Essa lei é de extrema importância na química, pois permite prever e controlar o comportamento das reações químicas. Ela ajuda os cientistas a entenderem como as condições de temperatura, pressão e concentração afetam o equilíbrio de uma reação, o que é essencial para o desenvolvimento de novos materiais, medicamentos e processos industriais.
Princípio Le Chatelier: O que é e Aplicações
O Princípio de Le Chatelier é uma extensão da Lei do equilíbrio químico, que descreve como um sistema em equilíbrio reage quando submetido a mudanças externas. Segundo este princípio, quando uma perturbação é imposta a um sistema em equilíbrio, ele se ajusta de forma a minimizar o efeito da perturbação e restaurar o equilíbrio.
Este princípio tem várias aplicações práticas em química, como por exemplo, na produção de amônia. Se a pressão for aumentada, o sistema se deslocará no sentido de menor volume, favorecendo a formação de mais amônia. Se a temperatura for aumentada, o sistema se deslocará no sentido endotérmico, favorecendo a formação de amônia.
Conheça os 4 tipos de perturbações externas que influenciam o equilíbrio químico conforme Chatelier.
O Princípio de Le Chatelier é uma importante ferramenta da química que nos ajuda a prever e compreender como as reações químicas respondem a mudanças nas condições externas. Existem quatro tipos principais de perturbações externas que podem influenciar o equilíbrio químico, de acordo com Le Chatelier.
O primeiro tipo de perturbação externa é a mudança na concentração de reagentes ou produtos. Se houver um aumento na concentração de um dos reagentes, a reação química tenderá a se deslocar no sentido de consumir mais desse reagente. Da mesma forma, se houver um aumento na concentração de um produto, a reação tenderá a se deslocar no sentido de consumir mais desse produto.
O segundo tipo de perturbação externa é a mudança na pressão. Em reações que envolvem gases, um aumento na pressão fará com que a reação se desloque no sentido de diminuir o número de moléculas de gás. Por outro lado, uma diminuição na pressão fará com que a reação se desloque no sentido de aumentar o número de moléculas de gás.
O terceiro tipo de perturbação externa é a mudança na temperatura. A variação na temperatura pode influenciar a posição do equilíbrio químico, uma vez que as reações químicas são sensíveis à temperatura. Em geral, um aumento na temperatura favorecerá a reação endotérmica, enquanto uma diminuição na temperatura favorecerá a reação exotérmica.
O quarto tipo de perturbação externa é a adição de um catalisador. Um catalisador pode acelerar a velocidade de uma reação química, mas não afeta o equilíbrio químico. No entanto, ao acelerar a reação, um catalisador pode fazer com que o equilíbrio seja alcançado mais rapidamente.
Em resumo, as perturbações externas que influenciam o equilíbrio químico conforme Chatelier são a mudança na concentração de reagentes ou produtos, a variação na pressão, a alteração na temperatura e a adição de um catalisador. Ao compreender como essas perturbações afetam o equilíbrio químico, podemos prever e controlar as reações químicas de forma mais eficaz.
Os três fatores que causam alterações no equilíbrio de sistemas químicos.
Os sistemas químicos estão em constante busca por equilíbrio, mas podem sofrer alterações devido a três fatores principais. O primeiro fator é a variação de temperatura, que pode influenciar a quantidade de energia envolvida nas reações químicas. Quando a temperatura aumenta, a reação química pode se deslocar no sentido de absorver calor, buscando diminuir a temperatura. Da mesma forma, a diminuição da temperatura pode fazer com que a reação química se desloque no sentido de liberar calor.
O segundo fator é a variação de pressão. Em sistemas gasosos, a pressão pode afetar o equilíbrio químico. Quando a pressão aumenta, o sistema tende a se deslocar para o lado com menor volume de gás, buscando diminuir a pressão. Por outro lado, se a pressão diminui, o sistema pode se deslocar para o lado com maior volume de gás.
O terceiro fator é a variação na concentração de reagentes e produtos. Se a concentração de um reagente for aumentada, a reação química pode se deslocar para consumir esse reagente em excesso. Da mesma forma, se a concentração de um produto for aumentada, a reação química pode se deslocar para consumir esse produto em excesso.
Em resumo, a variação de temperatura, pressão e concentração de reagentes e produtos são os principais fatores que podem causar alterações no equilíbrio de sistemas químicos. Essas alterações podem ser previstas e controladas através do Princípio de Le Chatelier, que nos permite prever como um sistema em equilíbrio reagirá a mudanças nas condições externas.
Princípio Le Chatelier: O que é e Aplicações
O princípio de Le Chatelier descreve a resposta de um sistema de equilíbrio para neutralizar os efeitos causados por um agente externo. Foi formulado em 1888 pelo químico francês Henry Louis Le Chatelier. É aplicado a qualquer reação química capaz de alcançar o equilíbrio em sistemas fechados.
O que é um sistema fechado? É aquele em que há transferência de energia entre suas fronteiras (por exemplo, um cubo), mas não da matéria. No entanto, para fazer uma alteração no sistema, é necessário abri-lo e fechá-lo novamente para estudar como ele responde à perturbação (ou alteração).
Uma vez fechado, o sistema retornará ao equilíbrio e sua maneira de alcançá-lo pode ser prevista graças a esse princípio. O novo saldo é igual ao anterior? Depende do tempo em que o sistema é submetido a distúrbios externos; se durar o suficiente, o novo saldo será diferente.
Em que consiste?
A seguinte equação química corresponde a uma reação que atingiu o equilíbrio:
aA + bB <=> cC + dD
Nesta expressão a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos. Como o sistema está fechado, os reagentes (A e B) e os produtos (C e D) que perturbam a balança não entram do lado de fora.
Mas o que exatamente significa equilíbrio? Quando isso é estabelecido, as velocidades da reação direta (direita) e reversa (esquerda) são equalizadas. Portanto, as concentrações de todas as espécies permanecem constantes ao longo do tempo.
O exposto acima pode ser entendido desta maneira: assim que você reage um pouco de A e B para produzir C e D, eles reagem um com o outro ao mesmo tempo para regenerar os A e B consumidos, e assim por diante enquanto o sistema permanecer em equilíbrio.
No entanto, quando uma perturbação é aplicada ao sistema – seja pela adição de A, calor, D ou pela redução do volume – o princípio de Le Chatelier prevê como se comportará para neutralizar os efeitos causados, embora não explique o mecanismo molecular pelo qual permite retornar ao equilíbrio.
Assim, dependendo das mudanças feitas, o sentido de uma reação pode ser favorecido. Por exemplo, se B é o composto desejado, uma mudança é exercida para que o equilíbrio mude para sua formação.
Fatores que modificam o balanço químico
Para entender o princípio de Le Chatelier, uma excelente abordagem é assumir que o equilíbrio consiste em um equilíbrio.
Visto por essa abordagem, os reagentes são pesados à esquerda (ou cesto) e os produtos à direita são pesados. A partir daqui, a previsão da resposta do sistema (a balança) é facilitada.
Mudanças de concentração
a A + bB <=> c C + dD
A seta dupla na equação representa a haste do balanço e o sublinhado dos discos. Então, se uma quantidade (gramas, miligramas etc.) de A for adicionada ao sistema, haverá mais peso no pires direito e a balança será inclinada para esse lado.
Como resultado, o prato C + D sobe; isto é, ganha importância contra o pires A + B. Em outras palavras: com a adição de A (a partir de B), a balança desloca os produtos C e D para cima.
Em termos químicos, a balança acaba mudando para a direita: em direção à produção de mais C e D.
O contrário ocorre no caso em que as quantidades de C e D são adicionadas ao sistema: a placa esquerda fica mais pesada, fazendo com que a da direita seja levantada.
Novamente, isso resulta em um aumento nas concentrações de A e B; portanto, uma mudança do equilíbrio para a esquerda (os reagentes) é gerada.
Mudanças de pressão ou volume
a A (g) + bB (g) <=> c C (g) + dD (g)
As mudanças de pressão ou volume causadas no sistema só têm efeitos notáveis em espécies gasosas. No entanto, para a equação química superior, nenhuma dessas alterações modificaria o equilíbrio.
Porque Porque a quantidade total de mols gasosos em ambos os lados da equação é a mesma.
A balança procurará equilibrar as mudanças de pressão, mas como as duas reações (direta e inversa) produzem a mesma quantidade de gás, ela permanece inalterada. Por exemplo, para a seguinte equação química, a balança responde a essas alterações:
a A (g) + bB (g) <=> e E (g)
Aqui, diante de uma diminuição no volume (ou aumento da pressão) no sistema, a balança elevará a chapa que reduz esse efeito.
Como Abaixando a pressão, através da formação de E. Isso ocorre porque, como A e B exercem mais pressão que E, eles reagem para diminuir suas concentrações e aumentar a de E.
Além disso, o princípio Le Chatelier prevê o efeito do aumento de volume. Quando isso ocorre, o equilíbrio precisa neutralizar o efeito, promovendo a formação de moles mais gasosos que restauram a perda de pressão; desta vez, deslocando a balança para a esquerda, elevando o disco A + B.
Mudanças de temperatura
O calor pode ser considerado reativo e produto. Portanto, dependendo da entalpia da reação (ΔHrx), a reação é exotérmica ou endotérmica. Em seguida, o calor é colocado no lado esquerdo ou direito da equação química.
aA + bB + calor <=> cC + dD (reação endotérmica)
aA + bB <=> cC + dD + calor (reação exotérmica)
Aqui, o aquecimento ou o resfriamento do sistema gera as mesmas respostas que no caso de alterações nas concentrações.
Por exemplo, se a reação é exotérmica, o resfriamento do sistema favorece o deslocamento da balança para a esquerda; enquanto que se aquece, a reação continua com uma maior tendência para a direita (A + B).
Aplicações
Entre suas inúmeras aplicações, dado que muitas reações atingem o equilíbrio, existem as seguintes:
No processo Haber
N 2 (g) + 3H 2 (g) <=> 2NH 3 (g) (exotérmico)
A equação química superior corresponde à formação de amônia, um dos principais compostos produzidos em escalas industriais.
Aqui, as condições ideais para a obtenção de NH 3 são aquelas em que a temperatura não é muito alta e também onde há altos níveis de pressão (200 a 1000 atm).
Na jardinagem
As hortênsias roxas (imagem acima) equilibram o alumínio (Al 3+ ) presente no solo. A presença deste metal, ácido de Lewis, resulta em sua acidificação.
No entanto, em solos básicos, as flores das hortênsias são vermelhas, porque o alumínio é insolúvel nesses solos e não pode ser usado pela planta.
Um jardineiro que conhece o princípio de Le Chatelier pode modificar a cor de suas hortênsias através da acidificação inteligente do solo.
Na formação de cavernas
A natureza também aproveita o princípio de Le Chatelier para revestir os telhados cavernosos com estalactites.
Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 – (aq) <=> CaCO 3 (s) + CO 2 (aq) + H 2 O (l)
O CaCO 3 (calcário) é insolúvel em água, assim como o CO 2 . À medida que o CO 2 escapa, a balança muda para a direita; isto é, para a formação de mais CaCO 3 . Isso causa o crescimento daqueles acabamentos pontiagudos, como os da imagem acima.
Referências
- Química do Doc Brown. (2000) Teórico – Química de nível físico avançado – Equilibria – Notas de revisão de equilíbrio químico PARTE 3. Recuperado em 06 de maio de 2018, de: docbrown.info
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