Uma reação química só pode atingir o estado de equilíbrio se ocorrer num sistema

O químico francês Henri Louis Le Chatelier (1850-1936) criou em 1884 o seguinte princípio que leva seu nome:

Existem três fatores que podem gerar essa espécie de “perturbação” numa reação em equilíbrio químico e assim provocar o seu deslocamento, que são: concentração das substâncias participantes na reação, temperatura e pressão.

Observação: A adição de um catalisador não é um fator que altera o equilíbrio químico, porque essas substâncias têm a capacidade de aumentar a velocidade da reação tanto no sentido direto como no inverso. 

Outro fator importante a se considerar é que tanto a variação da concentração como a variação da pressão não alteram a constante do equilíbrio Kc, apenas a temperatura.

Veja como cada um desses fatores atuam sobre o equilíbrio químico:

1. Concentração:

Quando aumentamos a concentração de um ou mais reagentes, o equilíbrio se desloca no sentido da reação direta, isto é, de formação dos produtos e consumo dos reagentes. Porém, se aumentarmos a concentração de um ou mais produtos, ocorrerá o contrário, a reação se deslocará no sentido inverso, para a esquerda, ou seja, no sentido de formação dos reagentes.

Por exemplo, considere a reação  reversível abaixo que se encontra em equilíbrio químico:

1 H2(g) + 1 CO2(g) ↔ 1 H2O(g) + 1 CO(g)                Kc = [H2O] . [CO]
                                                                                         [H2] . [CO2]

 Se adicionarmos mais dióxido de carbono (CO2(g)) e gás hidrogênio (H2(g)) ao equilíbrio, imediatamente haverá um aumento de suas concentrações. Um maior número de moléculas provoca um maior número de choques entre elas e, consequentemente, aumenta a velocidade da reação direta, favorecendo a formação dos produtos. Isso quer dizer que o equilíbrio foi deslocado para a direita.

Com o tempo, o CO2(g) vai sendo consumido e sua concentração diminuirá. Por outro lado, a concentração dos produtos aumentará até atingir novamente o equilíbrio.

Agora, se aumentarmos a concentração dos produtos, eles irão reagir entre si, transformando-se parcialmente em H2(g) e CO2(g), deslocando o equilíbrio para a esquerda.

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Resumindo, temos:

2. Temperatura:

No equilíbrio, uma das reações é endotérmica (absorve calor) e a outra é exotérmica (libera calor). Assim, quando a temperatura do sistema é aumentada, isso favorece o sentido da reação que absorve calor, a endotérmica, enquanto uma diminuição da temperatura favorece o sentido da reação que libera calor, a exotérmica.

Exemplo:

Se aumentássemos a temperatura dessa reação, haveria um deslocamento no sentido da reação endotérmica, que é a inversa, no sentido esquerdo (←). Com isso, o calor será absorvido para reduzir a perturbação causada no sistema. No entanto, se a temperatura for abaixada, a reação direta, de produção da amônia, é a que será favorecida. Isso porque ela é exotérmica e irá liberar calor para o sistema que está com a temperatura mais baixa.

3. Pressão:

A variação da pressão só deslocará os equilíbrios que envolvem apenas substâncias gasosas.

Quando aumentamos a pressão em um sistema em equilíbrio, isso favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido de contração do volume. Por outro lado, se diminuirmos a pressão, o deslocamento do equilíbrio será no sentido da reação em que há expansão do volume.

Veja um exemplo:

Observe que nos reagentes o volume é maior que no produto. Portanto, no sentido direto, há contração do volume e, no sentido inverso (para a esquerda), há expansão do volume.

Nesse caso, o aumento da pressão favorece a reação direta; enquanto a diminuição da pressão favorece a reação inversa.

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