Princípio de Le Chatelier: conheça o químico e sua teoria
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De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando um sistema atinge o equilíbrio químico, a velocidade da reação direta se torna igual à velocidade da inversa. Dessa forma, a concentração (em mol/L) de todas as espécies permanece constante.
Se não houver ação de nenhum agente externo sobre o equilíbrio, ele tende a permanecer nesse estado indefinidamente. Entretanto, se algum ato externo for exercido sobre o equilíbrio químico, ele tende a reagir de forma a minimizar os efeitos dessa ação.
No estudo de hoje, você conhecerá quem foi Chatelier e entenderá os fatores que afetam o estado de equilíbrio. Boa leitura!
Quem foi Chatelier?
Henri Louis Le Chatelier nasceu em 8 de outubro de 1850, em Paris. O químico francês estudou na Escola Politécnica da França e na École des Mines e, após a graduação, trabalhou como engenheiro até se tornar professor de química, em 1877.
Em 1888, formulou um princípio para o equilíbrio químico e sua relação com as variações de pressão e temperatura. Também estudou o calor específico com gases em temperaturas elevadas e trabalhou com métodos para medição de temperatura.
Le Chatelier foi quem promoveu o emprego da química na indústria francesa, principalmente na produção de cimento, aço, amoníaco e cerâmica. Além disso, publicou diversos livros sobre o assunto e desenvolveu maquinários para linhas férreas.
O químico faleceu em 17 de junho de 1936, na França.
Princípio de Le Chatelier
Ao dissolver um comprimido de antiácido efervescente em água, forma-se um sistema de equilíbrio. Vamos considerar a reação para o íon bicarbonato (um dos componentes do comprimido) e a água, formando e liberando gás carbônico na solução:
HCO3–(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) + OH–(aq)
H2CO3(aq) ⇌ CO2(g) + H2O(l)
Quando adicionamos a esse sistema um ácido (como algumas gotas de vinagre), observa-se maior produção de bolhas de gás. Olhando para as equações anteriores, você consegue explicar por que isso ocorre?
Podemos dizer que o equilíbrio, após a completa dissolução do comprimido, foi perturbado, com favorecimento da formação do gás. A adição do vinagre (H+) consome os íons OH– presentes no sistema, em uma reação de neutralização:
H+(aq) + OH–(aq) ⇌ H2O(l)
Para repor os íons OH– que reagiram, forma-se mais H2CO3. Com esse aumento, ocorre mais decomposição e, consequentemente, se produz mais CO2. Esse fenômeno pode ser explicado pelo princípio de Le Chatelier.
De acordo com a lei de Chatelier, quando aplicamos uma perturbação em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar de forma a reduzir os efeitos dessa alteração. A seguir, vamos analisar e entender a influência de cada uma das condições que podem afetar o equilíbrio.
Antes de prosseguir, entretanto, precisamos relembrar o conceito da constante de equilíbrio (Kc). Ela é a razão das concentrações dos produtos pela dos reagentes (considerando a reação direta), elevados aos expoentes relativos aos coeficientes estequiométricos da reação.
Princípio de Le Chatelier: concentração
Para entender o efeito da concentração na alteração do equilíbrio, vamos nos basear na seguinte equação:
2 CO(g) + O2(g) ⇌ 2 CO2(g)
Se adicionarmos oxigênio (O2) ao equilíbrio, imediatamente o sistema se deslocará para a direita, produzindo mais dióxido de carbono (CO2), a fim de consumir o excesso de O2. Isso acontece porque a maior quantidade de produto faz aumentar o choque entre as moléculas, favorecendo a reação de formação de CO2.
Já a adição de CO2 causa o deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo — ou seja, serão formados mais CO e O2. O oposto ocorre quando removemos qualquer um dos componentes do sistema.
Princípio de Le Chatelier: temperatura
Em todo sistema químico em equilíbrio, sempre temos duas reações: a exotérmica, que libera calor, e a endotérmica, que absorve energia. Quando aumentamos a temperatura do sistema, favorecemos a reação que absorve calor. Em contrapartida, quando diminuímos a temperatura, beneficiamos a reação que libera calor.
Observe o exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) ΔH < 0
ΔH < 0 indica que a reação direta é exotérmica. Dessa forma, aumentar a temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda — ou seja, no sentido da reação endotérmica. Já a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica.
A temperatura também é o único fator capaz de provocar alterações na constante de equilíbrio. Nos processos exotérmicos, por exemplo, o Kc é inversamente proporcional à temperatura. Já nos endotérmicos, o aumento da temperatura faz aumentar o Kc.
Princípio de Le Chatelier: pressão
O efeito da pressão sobre um sistema só ocorre quando existem espécies no estado gasoso. Nos estados sólidos e líquidos, praticamente não há favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido. Quando aumentamos a pressão em um sistema contendo gases, em temperatura constante, ocorre o deslocamento no sentido da reação que forma a menor quantidade de moléculas gasosas — e vice-versa.
Observe os exemplos a seguir:
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
No primeiro exemplo, observe que no lado esquerdo da reação temos 3 mols de moléculas, enquanto no lado direito temos 2 mols. Já na segunda equação, temos apenas uma espécie no estado gasoso.
Em ambos os casos, o aumento da pressão faz os sistemas se deslocarem para a direita — ou seja, para o sentido em que seja favorecida a formação do menor número de moléculas gasosas por unidade de volume (menor número de mol). A diminuição da pressão causa o efeito inverso.
Catalisadores
Você consegue prever qual é o efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio químico? Lembre-se de que o catalisador é uma substância que aumenta a velocidade das transformações químicas por meio da redução da energia de ativação.
Em uma situação de equilíbrio, essa diminuição tem o mesmo valor para a reação direta e para a inversa. Por esse motivo, os catalisadores não deslocam o equilíbrio. O único efeito dessas substâncias, nesse caso, é a diminuição do tempo necessário para que o equilíbrio seja atingido.
Os estudos de Le Chatelier revolucionaram a história da Química. Seu princípio é um resultado direto da lei da conservação da massa e da energia. Com base nesse fundamento e nos fatores que afetam a reação, é fácil prever em qual sentido o equilíbrio se deslocará ao sofrer uma perturbação.
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