Princípio de Le Châtelier: diferenças entre revisões

3 912 bytes adicionados ,  4 de agosto de 2020
Introdução às ideias do Princípio de Le Châtelier a partir da Termodinâmica Química. Efeito da concentração no equilíbrio químico, primeira análise em termos de quociente de reação e posterior resumo conciso
(→‎Pressão: Correção de erro.)
Etiquetas: Edição via dispositivo móvel Edição feita através do sítio móvel
(Introdução às ideias do Princípio de Le Châtelier a partir da Termodinâmica Química. Efeito da concentração no equilíbrio químico, primeira análise em termos de quociente de reação e posterior resumo conciso)
O '''Princípio de Le Châtelier''', postulado pelo [[Química|químico]] industrial [[França|francês]] [[Henri Louis Le Châtelier]] ([[1850]]-[[1936]]), estabelece que:
 
''"Se for imposta uma alteração, de concentrações, de temperatura ou de pressão, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeita."''
 
== Equilíbrio Químico e Termodinâmica Química ==
Conforme seu enunciado, o Princípio de Le Châtelier '''permite prever o comportamento que um sistema''', previamente em equilíbrio, adotará '''ao sofrer perturbações'''. Isso ocorre porque, embora as possibilidas de alterações no sistema sejam diversas, o retorno ao estado de equilíbrio é espontâneo, em outras palavras, termodinamicamente favorável. Por esse motivo, a compreensão de como cada mudança no sistema afeta a '''constante de equilíbrio''' (ponto no qual o sistema está em equilíbrio) é importante para intuir qual será seu o comportamento.
 
Sendo assim, algumas considerações iniciais são relevantes:
 
<math>\Delta G^\circ = -RT \ln K</math>
 
<math>K = \exp\left ( \frac{-\Delta G^\circ}{RT} \right )</math>
 
em que K é a constante de equilíbrio.
 
* Variáveis que afetam o Equilíbrio Químico:
 
Por estar estritamente relacionado à Termodinâmica, como as fórmulas ilustram, o ponto do equilíbro depende dos fatores:
 
# Temperatura
# Reação em análise (fator incluído na variação de Energia Livre de Gibbs)
 
 
Sendo assim, para uma '''mesma reação''', a única pertubação que afeta a constante de equilíbrio é a temperatura.
 
Conclui-se, portanto, que a análise dos fatores: Concentração e Pressão é mais simples. Para esses casos, basta analisar qual é a mudança causada pela pertubação em relação a esse ponto, que o comportamento do sistema será justamente o oposto, de maneira a se atingir um novo equilíbrio mas de mesma constante.
 
Já a análise a respeito da influência da temperatura é um pouco diferente. Para ela, é necessário observar qual a mudança na constante de equilíbrio ocasionada pela variação da temperatura. Para tanto, a segunda relação acima será utilizada para inferir se "K" é função crescente ou decrescente da temperaratura.
 
== Concentração ==
 
<math>Q = \frac{[PRODUTOS]^a}{[REAGENTES]^b} </math> , com "a" e "b" sendo definidos para cada elemento a partir da reação em análise.
O aumento do valor da concentração de um componente do sistema, é seguido do consumo desse componente até se atingir um novo estado de equilíbrio. Já a diminuição do valor da concentração de um componente do sistema é seguida do consumo dos componentes do lado oposto do mesmo, até se atingir um novo estado de equilíbrio.
 
Q (Quociente) é resultado dessa operação, e equivale à constante de equilíbrio quando as concentrações utilizadas são aquelas do momento de equilíbrio. Quando o valor desse quociente não equivale ao do equilíbrio, é possível prever qual será o caminho que o sistema percorrerá:
 
Q< Kc , há necessidade de formação de produtos e consumo de reagentes
 
Q> Kc, há necessidade de consumo de produtos e formação de reagentes
 
 
Assim, para fazer a análise do efeito da mudança de concentrações em uma reação em equilíbrio, basta analisar a mudança no valor de Q referente à perturbação.
 
A título de exemplo, analisemos a seguinte reação:
 
<chem>aA + bB <=> cC </chem> , sendo as letras minúsculas os coeficientes da reação. Para ela, o quociente de reação seria expresso por:
 
<math>Q = \frac{[C]^c }{[A]^a [B]^b} </math>
 
Assumindo que a reação esteja inicialmente em equilíbrio, <math>Q_o = K_c </math>
 
* Aumento na concentração de reagentes:
 
Ao se aumentar abrupatamente a concentração de A ou B, Q se torna menor que Kc. Assim, o sistema se comportará de modo a consumir reagentes e formar produtos, aumentando de volta ao valor inicial. Dizemos que a adição de reagentes desloca o equilíbrio no sentido de formar produtos.
 
* Diminuição na concentração de reagentes:
 
Ao se diminuir a concentração de A ou B, Q se torna maior que Kc. Assim, o sistema se comportará de maneira a consumir produtos e formar reagentes, diminuindo Q de volta ao valor inicial . Dizemos que a retirada de reagentes desloca o equilíbrio no sentido de formar reagentes.
 
* Aumento na concentração de produtos:
 
Ao se aumentar a concentração de C, Q se torna maior que Kc. Assim, o sistema se comportará de forma a consumir produtos e formar reagentes, diminuindo Q de volta ao valor original. Dizemos que a adição de produtos desloca o equilíbrio no sentido de formar reagentes.
 
* Diminuição na concentração de produtos:
 
Ao se dimunuir a concentração de C, Q se torna menor que Kc. Assim, o sistema se comportará de modo a consumir reagentes e formar produtos, aumentando Q de volta ao valor inicial. Dizemos que a retirada de produtos desloca o equilíbrio no sentido de formar produtos.
 
 
A observação desses resultados permite inferir, em um sistema em equilíbrio químico:
Quando há um aumento da concentração de um ou mais reagentes, o sistema evolui no sentido direto de forma a diminuir a sua concentração, ao contrário dos produtos.
 
'''Ao se introduzir determinada espécie química participante da reação, o equilíbrio se deslocará de forma a consumí-la'''
Por outro lado, quando há uma diminuição da concentração de um ou mais reagentes, o sistema volta ao estado de equilíbrio, deslocando-se a reação no sentido inverso, diminuindo a concentração dos produtos e aumentando a dos reagentes para que se atinja novamente o estado de equilíbrio. O mesmo acontece no caso inverso.
 
'''Ao se retirar determinada espécie química participante da reação, o equilíbrio se deslocará de forma a formá-la'''
Ou seja, tomando-se como exemplo a reação de síntese da amônia indicada abaixo, observe as seguintes alterações:
 
<chem>N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)</chem>
* Luiz Henrique Ferreira, Dácio H. Hartwig, Romeu C. Rocha-Filho; ''[http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc05/exper1.pdf Algumas Experiências Simples Envolvendo o Princípio de Le Chatelier]''; QUÍMICA NOVA NA ESCOLA Le Chatelier N° 5, MAIO 1997 - ''qnesc.sbq.org.br''
* Profª. MSc. MARTA PINHEIRO; ''[http://www.ufpa.br/ccen/quimica/principio%20de%20le%20chatelier.htm O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER (1888) ]''; UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ - CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - ''www.ufpa.br''
* ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
 
* BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005
 
[[Categoria:Química do equilíbrio]]
Utilizador anónimo