Princípio de Le Chatelier: em que consiste e aplicações - Ciência - 2023

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o Princípio 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 capaz de atingir o equilíbrio em sistemas fechados.

O que é um sistema fechado? É aquele em que há transferência de energia entre suas bordas (por exemplo, um cubo), mas não de matéria. Porém, para exercer uma mudança no sistema é necessário abri-lo e, em seguida, fechá-lo novamente para estudar como ele responde à perturbação (ou mudança).

Uma vez fechado, o sistema voltará ao equilíbrio e sua forma de o conseguir pode ser prevista graças a este princípio. O novo equilíbrio é igual ao antigo? Depende do tempo a que o sistema está sujeito a perturbações externas; se dura o suficiente, o novo equilíbrio 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. Uma vez que o sistema está fechado, nenhum reagente (A e B) ou produto (C e D) entra de fora que perturba o equilíbrio.

Mas o que exatamente significa equilíbrio? Quando definido, as taxas de reação direta (para a direita) e reversa (para a esquerda) se igualam. Consequentemente, as concentrações de todas as espécies permanecem constantes ao longo do tempo.

O que foi dito acima pode ser entendido da seguinte maneira: assim que um pouco de A e B reagem para produzir C e D, eles reagem um com o outro ao mesmo tempo para regenerar o A e B consumidos, e assim por diante enquanto o sistema permanece em equilíbrio.

Porém, 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, permitindo que ele volte 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 modo que o equilíbrio muda para sua formação.

Fatores que modificam o equilíbrio químico

Para entender o princípio de Le Chatelier, uma excelente aproximação é supor que o equilíbrio consiste em um equilíbrio.

Visto desta abordagem, os reagentes são pesados no prato esquerdo (ou cesta) e os produtos são pesados no prato direito. A partir daqui, a previsão da resposta do sistema (o equilíbrio) torna-se fácil.

Mudanças na concentração

paraA + bB <=> cC + dD

A seta dupla na equação representa a haste da balança e as bandejas sublinhadas. Portanto, se uma quantidade (gramas, miligramas, etc.) de A for adicionada ao sistema, haverá mais peso no prato certo e a balança se inclinará para esse lado.

Como resultado, o disco C + D sobe; em outras palavras, ele ganha importância em relação ao prato A + B. Em outras palavras: com a adição de A (como com B), o equilíbrio desloca os produtos C e D para cima.

Em termos químicos, o equilíbrio acaba se deslocando para a direita: para a produção de mais C e D.

O oposto ocorre no caso de quantidades de C e D serem adicionadas ao sistema: o prato esquerdo fica mais pesado, fazendo com que o prato direito se levante.

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

Mudanças na pressão ou volume

paraA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)

Mudanças na pressão ou no volume causadas no sistema só têm efeitos notáveis nas espécies no estado gasoso. Porém, para a equação química superior nenhuma dessas alterações modificaria o equilíbrio.

Por quê? Porque o número total de moles gasosos em ambos os lados da equação é o mesmo.

O equilíbrio buscará equilibrar 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:

paraA (g) + bB (g) <=> ePor exemplo)

Aqui, em caso de diminuição do volume (ou aumento da pressão) no sistema, a balança aumentará a bandeja para reduzir este efeito.

Como? Diminuindo a pressão, através da formação de E. Isso porque, como A e B exercem mais pressão do que E, reagem para diminuir suas concentrações e aumentar a de E.

Da mesma forma, o princípio de Le Chatelier prevê o efeito do aumento do volume. Quando isso ocorre, o equilíbrio precisa neutralizar o efeito, promovendo a formação de manchas mais gasosas que restauram a perda de pressão; desta vez, mudando o equilíbrio para a esquerda, levantando o prato 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, aquecer ou resfriar o sistema gera as mesmas respostas que no caso de mudanças nas concentrações.

Por exemplo, se a reação for exotérmica, o resfriamento do sistema favorece a mudança de equilíbrio para a esquerda; enquanto se for aquecido, a reação continua com uma tendência maior para a direita (A + B).

Formulários

Dentre suas inúmeras aplicações, visto que muitas reações atingem o equilíbrio, estão as seguintes:

No processo de Haber

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

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

Aqui, as condições ideais para obtenção de NH₃ São aqueles em que a temperatura não é muito elevada e, da mesma forma, existem níveis elevados de pressão (200 a 1000 atm).

Na jardinagem

Hortênsias roxas (imagem superior) atingem um equilíbrio com o alumínio (Al³⁺) presente nos solos. A presença desse metal, o ácido de Lewis, resulta em sua acidificação.

Porém, 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 familiarizado com o princípio de Le Chatelier poderia mudar a cor de suas hortênsias acidificando habilmente os solos.

Na formação da caverna

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

AC²⁺(ac) + 2HCO₃^–(ac) <=> CaCO₃(s) + CO₂(ac) + H₂O (l)

O CaCO₃ (calcário) é insolúvel em água, assim como em CO₂. Como o CO₂ escapa, o equilíbrio muda para a direita; ou seja, para a formação de mais CaCO₃. Isso causa o crescimento daqueles acabamentos pontiagudos, como os da imagem acima.

Referências

Doc Brown's Chemistry. (2000). Teórico - Química de Nível Físico Avançado - Equilíbrio - Notas de Revisão de Equilíbrio Químico PARTE 3. Retirado em 06 de maio de 2018, em: docbrown.info
Jessie A. Key. Equilíbrio cambiante: Princípio de Le Chatelier. Obtido em 6 de maio de 2018, em: opentextbc.ca
Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 de maio de 2017). Definição do princípio de Le Chatelier. Obtido em 6 de maio de 2018, em: Thoughtco.com
Binod Shrestha. Princípio de Le-chatelier e sua aplicação. Obtido em 6 de maio de 2018, em: chem-guide.blogspot.com
Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning, p 671-678.
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