Princípio de Le Chatelier: no que ele consiste e nas aplicações
O princípio de Le Chatelier descreve a resposta de um sistema equilibrado para neutralizar os efeitos causados por um agente externo. Foi formulado em 1888 pelo químico francês Henry Louis Le Chatelier. É aplicado para qualquer reação química que seja capaz de atingir o equilíbrio em sistemas fechados.
O que é um sistema fechado? É onde há a transferência de energia entre suas bordas (por exemplo, um cubo), mas não de matéria. No entanto, para fazer uma mudança no sistema, é necessário abri-lo e depois 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 este princípio. O novo equilíbrio é o mesmo que o anterior? Depende do tempo que o sistema é submetido a perturbações externas; Se durar o tempo suficiente, o novo saldo é 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 é fechado, nenhum reagente (A e B) ou produtos (C e D) que perturbem o equilíbrio entram pelo lado de fora.
Mas o que exatamente significa equilíbrio? Quando isso é estabelecido, as velocidades da reação direta (à direita) e reversa (à esquerda) são equalizadas. Portanto, as concentrações de todas as espécies permanecem constantes ao longo do tempo.
O acima pode ser entendido desta maneira: apenas reaja 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 permanece em equilíbrio.
No entanto, quando uma perturbação é aplicada ao sistema - seja pela adição de A, calor, D ou redução de volume - o princípio de Le Chatelier prevê como se comportará a fim de neutralizar os efeitos causados, embora não explique o mecanismo. molecular pelo qual permite que você retorne ao equilíbrio.
Assim, dependendo das mudanças feitas, a sensação de uma reação pode ser favorecida. Por exemplo, se B é o composto desejado, uma mudança é exercida de tal maneira que o equilíbrio se move para sua formação.
Fatores que modificam o equilíbrio químico
Para entender o princípio de Le Chatelier, uma excelente abordagem é supor que o equilíbrio consiste em um equilíbrio.
Visto a partir desta abordagem, os reagentes são pesados à esquerda (ou cesto) e os produtos são pesados à direita. A partir daqui, a previsão da resposta do sistema (o equilíbrio) torna-se fácil.
Mudanças na concentração
aA + bB cC + dD
A seta dupla na equação representa a haste da balança e o sublinhado os pires. Então, se uma quantidade (gramas, miligramas, etc.) de A for adicionada ao sistema, haverá mais peso no prato direito e a balança inclinará para esse lado.
Como resultado, a bandeja C + D sobe; isto é, ganha importância em frente ao prato A + B. Em outras palavras: antes da adição de A (a partir de B), a balança movimenta os produtos C e D para cima.
Em termos químicos, o equilíbrio acaba se movendo para a direita: para a produção de mais C e D.
O oposto ocorre no caso em que o sistema é adicionado quantidades de C e D: o disco esquerdo se torna mais pesado, fazendo com que o direito suba.
Novamente, isso resulta em um aumento nas concentrações de A e B; portanto, um desvio de equilíbrio para a esquerda (reagentes) é gerado.
Mudanças na pressão ou volume
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
Mudanças de pressão ou volume causadas no sistema só têm efeitos notáveis sobre as espécies no estado gasoso. No entanto, para a equação química superior, nenhuma dessas alterações modificaria o equilíbrio.
Por quê? Porque a quantidade de moles totais gasosos em ambos os lados da equação é a mesma.
A balança buscará balancear as mudanças de pressão, mas como ambas as 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 mudanças:
aA (g) + bB (g) eE (g)
Aqui, antes de uma diminuição no volume (ou aumento da pressão) no sistema, a balança levantará a placa para reduzir esse efeito.
Como? Diminuindo a pressão, através da formação de E. Isto porque, como A e B exercem mais pressão do que E, eles reagem para baixar suas concentrações e aumentar o E.
Da mesma forma, o princípio de Le Chatelier prevê o efeito do aumento de volume. Quando isso ocorre, o equilíbrio precisa neutralizar o efeito, promovendo a formação de mais moles gasosos que restauram a perda de pressão; desta vez, deslocando a balança para a esquerda, levantando a placa A + B.
Mudanças de temperatura
O calor pode ser considerado reativo e produto. Portanto, dependendo da entalpia de 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 resfriamento do sistema gera as mesmas respostas que no caso de mudanças nas concentrações.
Por exemplo, se a reação é exotérmica, o resfriamento do sistema favorece o deslocamento do equilíbrio para a esquerda; enquanto se é aquecido, a reação prossegue com uma maior tendência para a direita (A + B).
Aplicações
Entre suas inúmeras aplicações, uma vez que muitas reações atingem o equilíbrio, temos o seguinte:
No processo de Haber
N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) (exotérmica)
A equação química superior corresponde à formação de amônia, um dos principais compostos produzidos em escala industrial.
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 superior) estabelecem um equilíbrio com o alumínio (Al3 +) presente nos solos. A presença deste metal, o ácido de Lewis, resulta na sua acidificação.
No entanto, em solos básicos, as flores das hortênsias são vermelhas, porque o alumínio é insolúvel nos ditos solos e não pode ser usado pela planta.
Um jardineiro que conhece o princípio de Le Chatelier poderia modificar a cor de suas hortênsias através da acidificação inteligente dos solos.
Na formação de cavernas
A natureza também aproveita o princípio de Le Chatelier para cobrir os telhados cavernosos com estalactites.
Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 - (aq) CaCO 3 (s) + CO 2 (ac) + H 2 O (l)
CaCO 3 (calcário) é insolúvel em água, assim como o CO 2 . Quando o CO 2 escapa, a balança se desloca para a direita; isto é, para a formação de mais CaCO 3 . Isso causa o crescimento desses acabamentos pontiagudos, como aqueles na imagem superior.
