O famoso princípio de Le Chatelier explicado de forma muito didática em um vídeo.

Embora esteja em inglês, as animações são bem intuitivas e é possível ativar as legendas (em inglês tambpem).

Abaixo do vídeo eu vou transcrever algumas das explicações.

Leia mais sobre o princípio na sequência desse post…

O princípio de Le Chatelier diz respeito ao equilíbrio químico.

Imagine duas pessoas cavando um buraco, quando ambas usam suas pás para retirar terra do buraco, mais rápido ele cresce.

Agora, imagine que uma das pessoas retira terra e a outra repõe a terra com a mesma velocidade. O volume do buraco manter-se-á constante.

No equilíbrio químico acontece exatamente o mesmo: reagentes são degradados para formar produtos e esses produtos podem reagir entre si e formar novamente reagentes. Quando a velocidade de consumo de reagentes é igual à velocidade de consumo de  produtos, o sistema está em equilíbrio químico.

Se algo é feito em um sistema químico em equilíbrio (retirada de produto do meio reacional, adição de reagentes, mudanças na pressão ou na temperatura do sistema), isso é considerado uma perturbação. O sistema vai agir de forma a compensar essa perturbação, sempre no sentido contrário à perturbação.

Vamos analisar os fatores de perturbação do equilíbrio separadamente:

1) Efeito da concentração

Imagine uma reação genérica do tipo:

A + B 295px-ChemicalEquilibriumC + D

Tal reação estar no equilíbrio significa que as concentrações de reagentes (A e B) e de produtos (C e D) permanecem constantes (lembre da analogia do buraco, qualquer alteração na concentração de reagentes é compensada pelas alterações nas concentrações de produtos).

O vídeo usa outra analogia, a da gangorra. Estar no equilíbrio é como ter a gangorra na horizontal.

Se a concentração de um dos produtos for aumentada, a gangorra pende para a direita.

O sistema vai agir para compensar essa perturbação usando esse excesso de produtos para formar novas moléculas de reagentes e, assim, deslocar a gangorra para a esquerda até que fique totalmente na horizontal novamente.

Isso ocorre porque quanto mais moléculas de um mesmo tipo, maior o número de colisões entre elas vai ocorrer. Quanto mais colisões, maior a possibilidade de ocorrer reação química. E, ocorrendo reação química, produtos se degradarão e moléculas de reagente serão reformadas e a concentração dessas espécies aumentará.

Raciocínio similar pode ser feito no caso do aumento de concentração ocorrer no lado dos reagentes, diferindo apenas no resultado: aumento de concentração de produtos para reestabelecer o equilíbrio.

2) Efeito da pressão

Seja a reação hipotética a seguir:

A + 2B 295px-ChemicalEquilibriumC + D

De acordo com as lei de Avogadro, quanto maior a quantidade de moléculas de gás, maior o volume ocupado.

O lado dos reagentes possui um total de 3 mols de gás, contra 2 mols de gás no lado dos produtos.

Supondo que diminuamos o volume do sistema (aumentando a pressão sobre o mesmo), o lado dos reagentes (A e B) “sofrerá” mais com essa diminuição de pressão. A fim de minimizar essa perturbação no lado dos reagente, o deslocamento de equilíbrio acontecerá em direção aos produtos.

Do ponto de vista da teoria cinética dos gases, um aumento de pressão no sistema provoca um aumento nas velocidades médias das partículas presentes. A diminuição no volume do sistema implica em uma diminuição no percurso livre médio das moléculas, o que influencia em um aumento na frequência de colisões das partículas.

Se as velocidades médias e as frequências de colisão aumentam, os choques efetivos entre as partículas serão mais numerosos e energéticos.

O lado da reação que possui mais espécies gasosas (no nosso exemplo, o lado dos reagentes) realizará mais reações químicas com esses choques efetivos mais energéticos e, dessa forma, produzirá maior quantidade de produtos (o que no nosso exemplo significará deslocamento para a direita – lado dos produtos).

3) Efeito da temperatura

Aqui é bom frisar que o equilíbrio químico e a cinética química estão intimamente ligados.

Uma reação que progride no sentido direto (formação de produtos) liberando calor (exotérmica) vai ser favorecida se perturbarmos o sistema acoplando-o a um reservatório de calor (um corpo que absorva o calor liberado pela reação).

Acoplando o mesmo sistema a uma fonte de calor (uma manta ou chapa de aquecimento, por exemplo), produzirá efeitos no sentido inverso que é, não por acaso, endotérmico (absorve energia térmica para ocorrer).

A parte 2 do vídeo, ainda não lançada vai trazer maiores explicações sobre o efeito da temperatura no equilíbrio químico das reações.

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