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
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