Princípio de Le Châtelier e efeitos de perturbações no equilíbrio químico

Explicação

O Princípio de Châtelier afirma que se a um sistema em equilíbrio químico for introduzida uma perturbação, o sistema irá reagir no sentido de a contrariar, até atingir novo estado de equilíbrio.

Fatores que alteram o equilíbrio químico

Pressão (apenas para sistemas gasosos);
Temperatura;
Concentração;
Volume.

Estes fatores podem ou não afetar a constante de equilíbrio.

Concentração

Um aumento na concentração de uma das espécies envolvidas vai levar o sistema a reagir no sentido de a diminuir. Uma diminuição nessa concentração irá produzir o efeito contrário.

Exemplo

Considera a reação de produção de eteno, $C_2H_4$ :

$C_2H_6 (g) \rightleftharpoons C_2H_4 (g) + H_2(g)$

No caso de uma diminuição da concentração de eteno:

Equilíbrio	$C_2H_6 (g) \rightleftharpoons C_2H_4 (g) + H_2(g)$
perturbação	Diminuição da concentração de eteno
Evolução	O sistema evolui no sentido de aumentar a concentração de eteno
Resultado	O sistema vai reagir no sentido de produzir eteno, que é um produto da reação. Assim, vai preferir o sentido direto.

Nota: Os vários equilíbrios criados após desestabilização do sistema nunca irão fazer repor a concentração em equilíbrio de reagentes ou produtos, ainda que a constante de equilíbrio se mantenha intacta.

Pressão

A pressão é um variável presente em sistemas gasosos, dependente da quantidade de matéria. Quanto mais substância gasosa existir, maior será a pressão no sistema.

Exemplo

Considera a reação de formação do cianeto de hidrogénio, $HCN$ :

$NH_3(g) + CH_4(g) \rightleftharpoons HCN(g) + 3H_2(g)$

No caso de um aumento de pressão:

Equilíbrio	$NH_3(g) + CH_4(g) \rightleftharpoons HCN(g) + 3H_2(g)$
perturbação	Aumento da pressão total do sistema
evolução	O sistema evolui no sentido de diminuir a pressão do sistema
resultado	Como existem $2 \ mol$ gasosas de reagentes e $4 \ mol$ gasosas de produtos, um aumento da pressão vai fazer evoluir o sistema químico no sentido de a diminuir, formando menos matéria gasosa, que corresponde ao sentido inverso.

Volume

O volume é uma variável inversamente proporcional à pressão. Quanto maior a pressão de um sistema, menor o seu volume e vice-versa. Isto é válido a uma temperatura constante.

Exemplo

Considera outro processo de obtenção do cianeto de hidrogénio, $HCN$ :

$3NH_3(g) + C_3H_8(g) \rightleftharpoons 3HCN(g) + 7H_2(g)$

No caso de um aumento do volume do sistema:

Equilíbrio	$3NH_3(g) + C_3H_8(g) \rightleftharpoons 3HCN(g) + 7H_2(g)$
perturbação	Aumento do volume do sistema acompanhado de uma diminuição da pressão do mesmo
evolução	O sistema evolui no sentido de diminuir o volume do sistema
resultado	Como existem $4 \ mol$ gasosas de reagentes e $10 \ mol$ gasosas de produtos, um aumento do volume vai fazer evoluir o sistema no sentido de o diminuir, correspondente ao sentido onde se formar maior quantidade de matéria gasosa - sentido direto.

Temperatura

O efeito da temperatura no equilíbrio químico depende da natureza da reação em questão, para sistema isolados:

reação exotérmica $(\Delta H <0)$	reação endotérmica $(\Delta H >0)$
Aumento da temperatura	Aumento da temperatura
Favorece reação inversa	Favorece reação direta

Exemplo

Considera a reação de formação acetato de etilo, $CH_3CO_2C_2H_5$ :

$CH_3CO_2H(l) + C_2H_5OH(l) \rightleftharpoons CH_3CO_2C_2H_5 (l) + H_2O(l)$ e $\Delta H = -3,3kJ/mol$ 

No caso de um aumento da temperatura do sistema:

equlíbrio	$CH_3CO_2H(l) + C_2H_5OH(l) \rightleftharpoons CH_3CO_2C_2H_5 (l) + H_2O(l)$ com $\Delta H = -3,3kJ$
perturbação	Aumento da temperatura do sistema
evolução	O sistema vai evoluir no sentido de diminuir a temperatura do sistema
resultado	O aumento da temperatura vai levar o sistema a reagir no sentido de a diminuir, que corresponde ao sentido endotérmico. Como a reação direta é exotérmica, o sistema vai reagir no sentido inverso.

Equilíbrio químico e otimização de reações químicas

A partir do Princípio de Le Châtelier é possível prever valores de temperatura e pressão ideais para as reações químicas, bem como justificar a utilização de catalisadores a nível industrial.

Exemplo

Considera a otimização da reação de síntese do amoníaco:

$N_2 (g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)$ com $\Delta H = -92kJ$

Problemas da síntese do amoníaco

Aumento da temperatura leva à diminuição da extensão da reação, pelo que ocorre menor síntese do produto desejado;
Diminuição da temperatura, apesar de aumentar a extensão da reação, leva à diminuição da velocidade da reação, pelo que é necessário gastar mais tempo para obter o produto desejado.

A necessidade de otimização da reação levou à introdução de catalisadores da reação, que são componentes introduzidos no sistema com o intuito de aumentar a velocidade das reações sem que nela interfiram.

Otimização da síntese do amoníaco

O catalisador utilizado nesta reação (mistura de ferro em pó com óxidos de potássio e alumínio) aumenta a velocidade da reação a temperaturas baixas, tornando a produção de amoníaco viável.
Um aumento da pressão favorece a reação direta, sendo que esta deverá ser $150$  a $300$  vezes superior à pressão atmosférica normal.
A remoção do amoníaco favorecerá a reação direta.