Princípio de Le Chatelier no que ele consiste e aplicações

O Princípio de Le Chatelier descreve a resposta de um sistema em 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 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 a matéria. Entretanto, para fazer uma mudança no sistema é necessário abri-lo e depois fechá-lo novamente para estudar como ele responde à perturbação (ou mudança).

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 ao qual o sistema está sujeito a perturbações externas; Se durar o tempo suficiente, o novo saldo é diferente.

Índice

• 1 o que é isso?
• 2 Fatores que modificam o equilíbrio químico
  • 2.1 Mudanças na concentração
  • 2.2 Mudanças na pressão ou volume
  • 2.3 Mudanças de temperatura
• 3 aplicações
  • 3.1 No processo Haber
  • 3.2 Na jardinagem
  • 3.3 Na formação de cavernas
• 4 referências

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, 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, o sentido de uma reação pode ser favorecido. 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, no prato esquerdo (ou cesto) os reagentes são pesados ​​e no da direita os produtos são pesados. A partir daqui, a previsão da resposta do sistema (o equilíbrio) torna-se fácil.

Mudanças na concentração

umA + 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 na bandeja direita e a balança inclinará para esse lado.

Como resultado, a bandeja C + D sobe; isto é, ganha importância na frente do 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 da direita suba.

Novamente, isso resulta em um aumento nas concentrações de A e B; portanto, um desvio de equilíbrio para a esquerda é gerado (os reagentes).

Mudanças na pressão ou volume

umA (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 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 mudanças:

umA (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. Isso ocorre 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 acontece, 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 aquecida, a reação prossegue com uma tendência maior para a direita (A + B).

Aplicações

Entre suas inúmeras aplicações, como muitas reações atingem o equilíbrio, temos o seguinte:

No processo de Haber

N₂(g) + 3H₂(g) <=> 2NH₃(g) (exotérmico)

A equação química superior corresponde à formação de amônia, um dos maiores compostos produzidos em escala industrial.

Aqui, as condições ideais para obter NH₃ são aqueles 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 acidificação dos mesmos.

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 mudar a cor de suas hortênsias através da inteligente acidificação dos solos.

Na formação de cavernas

A natureza também aproveita o princípio de Le Chatelier para cobrir os telhados cavernosos com estalactites.

Ca²⁺(ac) + 2HCO₃^-(ac) <=> CaCO₃(s) + CO₂(ac) + H₂O (l)

O CaCO₃ (calcário) é insolúvel em água, assim como CO₂. Como o CO₂ escapa, o saldo se move para a direita; isto é, para a formação de mais CaCO₃. Isso faz com que o crescimento desses acabamentos pontiagudos, como aqueles na imagem superior.

Referências

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5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p 671-678.
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