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. No entanto, 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 alcançá-lo 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.
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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 para frente (sentido horário) e reversa (sentido anti-horário) se igualam. Consequentemente, as concentrações de todas as espécies permanecem constantes ao longo do tempo..
O acima pode ser entendido desta forma: 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 pelo que permite 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.
Para entender o princípio de Le Chatelier, uma excelente aproximação é assumir que o equilíbrio consiste em um equilíbrio..
Visto desta abordagem, os reagentes são pesados no prato esquerdo (ou cesto) e os produtos são pesados no prato direito. A partir daqui, a previsão da resposta do sistema (o equilíbrio) torna-se fácil.
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; ou seja, ganha importância em comparação com o prato A + B. Em outras palavras: antes da adição de A (a partir de 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 se quantidades de C e D forem adicionadas ao sistema: a bandeja esquerda fica mais pesada, fazendo com que a bandeja direita 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).
paraA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)
As mudanças de pressão ou volume causadas no sistema só têm efeitos notáveis nas espécies no estado gasoso. No entanto, 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 panela para reduzir este efeito..
Como? Diminuindo a pressão, através da formação de E. Isso porque, como A e B exercem mais pressão que E, reagem para diminuir suas concentrações e aumentar a de E.
Da mesma forma, o princípio 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.
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, aquecer ou resfriar o 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 for aquecido, a reação continua com uma tendência maior para a direita (A + B).
Entre suas inúmeras aplicações, uma vez que muitas reações atingem o equilíbrio, estão as seguintes:
Ndois(g) + 3Hdois(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 a obtenção de NH3 são aqueles em que a temperatura não é muito elevada e, da mesma forma, onde existem níveis elevados de pressão (200 a 1000 atm).
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 de hortênsia 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.
A natureza também aproveita o princípio de Le Chatelier para cobrir tetos cavernosos com estalactites.
ACdois+(ac) + 2HCO3-(ac) <=> Ladrão3(s) + COdois(ac) + HdoisO (l)
O CaCO3 (calcário) é insolúvel em água, assim como em COdois. Como o COdois escapa, o equilíbrio muda para a direita; ou seja, para a formação de mais CaCO3. Isso provoca o crescimento daqueles acabamentos pontiagudos, como os da imagem acima..
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