Princípio de Le Châtelier

O Princípio de Le Châtelier, postulado pelo químico industrial 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."

Concentração

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.

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.

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.

Ou seja, tomando-se como exemplo a reação de síntese da amônia indicada abaixo, observe as seguintes alterações:

${\ce {N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)}}$

Ao se aumentar a concentração de gás nitrogênio (N₂) o equilíbrio será deslocado no sentido oposto ao que sofreu esse aumento, ou seja, seria deslocado no sentido direto da reação (deslocamento para a direita), favorecendo a formação de produtos, aumentando assim a quantidade de amônia (NH₃) formada e consequentemente reduzindo a quantidade de gás hidrogênio (H₂).

Fator contrário seria observado ao se reduzir a concentração de gás hidrogênio (H₂). A redução de concentração desse reagente deslocaria o equilíbrio para o mesmo lado que sofre a diminuição, fazendo com que o equilíbrio seja deslocado no sentido inverso (deslocamento para a esquerda), desfavorecendo a formação de produtos, isto é, a produção de amônia é aumentada em altos valores de concentração de gás hidrogênio, mas não é favorecida em baixas quantidades, tanto do gás hidrogênio, como do gás nitrogênio. Em outras palavras, pode-se afirmar que o rendimento da reação diminui com essa diminuição da concentração de H_2.

Temperatura

Para a temperatura, deve-se atentar para a classificação da reação quanto a mesma ser exotérmica ou endotérmica. Vale ressaltar que reações exotérmicas são aquelas que liberam calor (ΔH negativo), enquanto reações endotérmicas absorvem calor (ΔH positivo).

Quando há um aumento da temperatura, o equilíbrio químico é deslocando no sentido endotérmico da reação química.

Ao se realizar diminuições nos valores de temperatura, o equilíbrio químico é deslocado no sentido exotérmico da reação química.

Observe a reação química abaixo:

${\ce {N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)}}$ + Energia

Observa-se que trata-se de uma reação exotérmica por produzir calor (liberar calor), e com isso o valor de ΔH será negativo.Como a reação química é exotérmica, o sentido direto é exotérmico e o sentido inverso da reação é endotérmico.

Ao se aumentar a temperatura do sistema, o equilíbrio se deslocará no sentido endotérmico da reação, que é o sentido inverso. Nesse caso, pode-se visualizar que o aumento da temperatura não favorece a formação de produtos. Ao aumentar a temperatura para a reação química mencionada acima, o equilíbrio é deslocado no sentido dos reagentes (lado esquerdo), aumentando a concentração dos gases hidrogênio e nitrogênio (H₂ e N₂), reduzindo a quantidade de amônia (NH₃) formada.

Efeito contrário é observado sob baixas temperaturas, onde em menores temperaturas o equilíbrio é deslocado no sentido exotérmico da reação, que é o sentido direto (lado direito da reação), favorecendo a formação de amônia, e sendo assim, aumentando a quantidade de amônia formada.

Pressão

Algumas fórmulas, tais como a equação de Clapeyron, que diz que P . V = n . R . T, nos dizem que pressão e volume são inversamente proporcionais. Isso é realmente válido. Ao diminuir o volume de um sistema, pode-se dizer que aumenta-se a pressão dele. Para o deslocamento de equilíbrio, a mesma lógica seguirá. Ao se diminuir a pressão de um sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido do maior volume estequiométrico (maior número de mols no estado gasoso). Enquanto isso, com o aumento da pressão do sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido de menor volume estequiométrico (menor número de mols no estado gasoso).

Quando recorremos a mesma reação de síntese de amônia dos exemplos anteriores, podemos observar a relação da pressão com o deslocamento de equilíbrio.

${\ce {N2 (g) + 3 H2 (g) <=> 2 NH3 (g)}}$

Percebe-se que no lado dos reagentes, há a presença de 4 mols no estado gasoso e no lado dos produtos, apenas 2 mols no estado gasoso.

Ao se aumentar a pressão desse sistema, poderíamos afirmar que o equilíbrio seria deslocado no sentido que possui o menor número de mols, sendo esse o sentido direto, sentido de formação de produtos, aumentando a quantidade de amônia formada (NH₃).

Quando se diminui a pressão do sistema, pode-se afirmar que o equilíbrio químico será deslocado no sentido inverso da reação química, desfavorecendo a produção da amônia (NH₃).

Adição de gases inertes

Gases inertes, como os gases nobres, são aqueles que não reagem com os elementos químicos da solução. Adicionando um gás inerte a um equilíbrio gasoso à um volume constante não resulta em um deslocamento, pois a adição de um gás não reativo não muda o equilíbrio da reação, já que ele aparecerá em ambos os lados da equação, como no exemplo abaixo, onde se adicionou 2 mols de Hélio (He) gasoso:

${\ce {N2 (g) + 3 H2 (g) + 2 He(g) <=> 2 NH3 (g) + 2 He(g)}}$

Sendo a constante de equilíbrio K, calculada a partir das pressões parciais:

$K={\frac {pNH_{3}^{2}.pHe^{2}}{pN_{2}.pH_{2}^{3}.pHe^{2}}}={\frac {pNH_{3}^{2}}{pN_{2}.pH_{2}^{3}}}$

Apesar da pressão aumentar no sistema, é a mudança na pressão parcial de cada componente reativo que fará com que o equilíbrio seja deslocado para um lado ou outro da equação. Se esse processo não fosse feito à volume constante, modificaria - se as pressões parciais dos elementos gasosos, resultando portanto em um deslocamento do equilíbrio.

A ação dos catalisadores

O catalisador apenas acelera a velocidade a que decorre a reação química, não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um catalisador pode assim ser útil numa reação química, afetada pelos fatores anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente, com o mesmo rendimento, mas num menor espaço de tempo aumentando assim a produtividade da reação.Os catalisadores não alteram o equilíbrio químico.

Referências

• RUSSELL, J.B. Química Geral. Trad. de D.L. Sanioto et al. São Paulo: McGraw Hill, 1981.
• MAHAN, B.M. & MYERS, R.J. Química: um Curso Universitário. Trad. de H.E. Toma et al. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.
• Luiz Henrique Ferreira, Dácio H. Hartwig, Romeu C. Rocha-Filho; 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; O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER (1888) ; UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ - CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - www.ufpa.br