Principio de Le Chatelier

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Índice:
1. Resumo
2. Justificativa
3. Hipótese Cientifica
4. Introdução
5. Revisão de Literatura
6. Metodologia
7. Resultado e discussões
8. Conclusão
9. Referências bibliográficas
RESUMO
O procedimento experimental realizado para a abordagem deste relatório foi referente ao equilíbrio químico e teve como objetivo principal comprovar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier”. Para isso, realizou-se no laboratório a junção de reagentes a fim de reproduzir reações e observar o que acontecia com o equilíbrio ao perturba-se o sistema com alguma outra substância. O processo de realização do experimento será melhor explicado no decorrer do relatório, abordando os caminhos seguidos e os resultados que foram encontrados pela mesma.
Palavras chave: equilíbrio, deslocamento da reação, velocidade, perturbação.
JUSTIFICATIVA
O princípio é de extrema importância para a previsão dos efeitos de alterações de pressão, concentração e temperatura nas reações químicas. O equilíbrio químico é uma reação reversível, ou seja acontece tanto diretamente quanto inversamente, por conta disso é utilizado nos processos industriais para melhorar a obtenção de certas substâncias, vale destacar o caso de Fritz Haber que utilizou este princípio no processo de obtenção industrial de amônia, e a regulação desse equilíbrio afeta também o organismo de animais e seres humanos, como no caso do sistema-tampão que o sangue apresenta, mantendo o pH estável.
HIPÓTESE CIENTIFICA 
Segundo este princípio, “se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma pequena variação externa de pressão, temperatura ou concentração, ele tende a voltar para o estado de equilíbrio, ou seja, o sistema tende a minimizar a influência externa e volta para o estado de equilíbrio”. Em outras palavras, qualquer perturbação num sistema em equilíbrio químico origina, por parte deste, um ajustamento de modo a compensar essa perturbação.
INTRODUÇÃO
O princípio de Le Chatelier foi criado por Henri Louis Chatelier, nascido em 8 de outubro de 1850, foi um importante expoente na química, contribuiu significadamente para a Termodinâmica, mas ficou conhecido mesmo pela a descoberta da Lei de Equilíbrio Químico.
O Equilíbrio Químico é uma situação em que as proporções entre as quantidades de reagentes e produtos de uma determinada reação, se mantém constante ao longo do tempo, nesse caso, a velocidade direta (dos reagentes para os produtos) é igual a velocidade inversa (dos produtos aos reagentes).
O princípio diz, em seu enunciado: “Se um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação externa (adição ou remoção de reagentes ou produtos, alteração depressão por variação de volume, mudança na temperatura, diluição por aumento de volume), o equilíbrio de deslocará no sentido de contrabalancear e minimizar esta ação”.
Vejamos agora, as causas de perturbação no equilíbrio químico, que serão demonstradas através dos experimentos. Quando um sistema, em equilíbrio, é submetido a adição de reagentes ou produtos, a reação se deslocará de tal forma a reestabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. Da mesma maneira, a remoção de uma substancia fará com que a reação se mova no sentido que formar mais daquela substância. No entanto, sua constante de equilíbrio não sofre alteração. 
No caso de uma variação de temperatura, ocorre a mudança na constante de equilíbrio (Keq), a medida em que o corre a mudança da temperatura. Quando a temperatura aumenta, causa um efeito semelhante ao caso de termos adicionado um reagente ou produto, o equilíbrio se desloca no sentido de consumir a “substância” que lhe foi adicionada (ou retirada), que neste caso trata-se do calor. Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio tente a deslocar-se para o sentido endotérmico, para consumir este calor fornecido, e se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio tente a deslocar-se no sentido de liberar o calor, o sentido exotérmico.
 
REVISÃO DE LITERATURA
Análise da Formulação do Princípio de Le Chatelier em Livros Didáticos.
O tema Equilíbrio Químico é dos assuntos mais importantes e difíceis (de natureza abstrata) do ensino de Química no nível médio (Quílez e Solaz, 1995). Quílez et al. (1993) destacam a relevância que os equilíbrios químicos têm no estudo de aspectos importantes da Química como o comportamento ácido-base ou as reações de precipitação, e que se faz necessário conhecer as dificuldades de aprendizagem e os erros conceituais relacionados assim como suas possíveis origens. Vários trabalhados e revisões têm apontado dificuldades e erros conceituais relacionados com os Equilíbrios Químicos como: a grande quantidade de conceitos relacionados, problemas estequiométricos e de linguagem, a incapacidade de resolução de problemas, a adoção de estratégias didáticas incorretas, as analogias utilizadas em sua didática, o emprego de um raciocínio linear e seqüencial, a utilização de regras memorísticas, a incorreta aplicação do Princípio de Le Chatelier entre muitos outros (Driscoll, 1960; Raviolo e Aznar, 2003). Um dos aspectos mais relevantes do estudo de equilíbrio químico é a consideração dos fatores relacionados com os deslocamentos que podem sofrer um sistema em equilíbrio químico. Os PCN+ (Brasil, 1999) sugerem que os alunos identifiquem as variáveis que perturbam o estado de equilíbrio químico e avaliem as conseqüências de se modificar a dinâmica do sistema em equilíbrio. Para desenvolver estes objetivos, o Princípio de Le Chatelier continua sendo uma ferramenta quase que exclusiva, apresentando papel fundamental na predição qualitativa da evolução do sistema modificado.
Grande contribuição de Fritz Haber 
A necessidade de se fazer, numa escala industrial, a síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio para transformá-la em nitrato esbarrava em um problema químico: era inviável produzir milhões de toneladas de um produto, trabalhando com pressões e temperaturas muito altas. Para alcançar o sucesso seria necessário, além de conhecer bem o equilíbrio da reação, trabalhar em altas pressões. Isto significava dispor de reatores suficientemente resistentes e, para isso, era necessário ter aço, soldas e rebites resistentes, além de válvulas adequadas e outros itens importantes. Haber montou um departamento de desenvolvimento de tecnologia de alta pressão especialmente para isso e contou com o apoio da empresa BASF que acreditou na possibilidade de realização do feito. Mas nada disto teria sido possível sem a ajuda de um químico industrial muito importante - Carl Bosch. Observe-se que o nome de Bosch aparece na Síntese da Amônia. Com o apoio da indústria, Haber pesquisou e, em março de 1910, anunciou a Síntese da Amônia. Bosch levou o processo de Haber à escala industrial. Por sua participação nesta história, o processo industrial passou a ser chamado de “Haber-Bosch”. Bosch recebeu o prêmio Nobel de Química de 1931, dividindo com Friedrich Bergius pelos resultados que obtiveram com métodos químicos em altas pressões. (Antonio C., 2012).
Importância do controle do pH no sangue
O grau de acidez é uma importante propriedade química do sangue e de outros líquidos corporais. Normalmente, o sangue é discretamente alcalino, com um pH situado na faixa de 7,35 a 7,45. O equilíbrio ácido-base é controlado com precisão pois, mesmo um pequeno desvio da faixa normal, pode afetar gravemente muitos órgãos.
O organismo utiliza três mecanismos para controlar o equilíbrio ácido-base do sangue. Em primeiro lugar, o excesso de ácido é excretado pelos rins, principalmente sob a forma de amônia. Os rins possuem certa capacidade de alterar a quantidade de ácido ou de base que é excretada, mas, geralmente, esse processo demora vários dias. Em segundo lugar, o corpo utiliza soluções tampão1 do sangue para se defender contra alterações súbitas da acidez. O tampão mais importante do sangue utiliza o bicarbonato (um composto básico) que se encontra em equilíbrio com o dióxido de carbono(um composto ácido). À medida que mais ácido ingressa na corrente sanguínea, mais bicarbonato e menos dióxido de carbono são produzidos.
METODOLOGIA
Experimento 01 Efeito do íon comum:
Equilíbrio da ionização da amônia 
	Materiais
	Reagentes
	Béquer de 250 mL (ou copo de vidro) 
Um conta-gotas de 3 mL
Uma colher (tamanho de café) 
Um conta-gotas de 3 mL
Béquer de 100 mL (ou copinho plástico descartável) 
	Solução amoniacal para limpeza. 
Bicarbonato de amônio (sal -amoníaco) 
50 mL de álcool hidratado (álcool etílico) 
Um comprimido de Lacto-purga(para 
preparo da solução de fenolftaleína) 
Para o primeiro experimento utilizamos um béquer de 250 ml, acrescentamos 200 ml de água, 10 gotas de solução amoniacal e 5 gotas de fenolftaleína. A solução assumiu cor rosa indicando PH básico. Logo após adicionamos um pouco de sal amoníaco, misturamos e obtivemos uma solução acida.
 
Experimento 02 Efeito da concentração:
Equilíbrio de hidrólise do íon bicarbonato 
	Materiais
	Reagentes
	Béquer de 200 mL (ou copo transparente)
Uma garrafa de vidro de 500 mL (água mineral)
0,5 m de tubo de borracha flexível de 0,5 polegada de diâmetro interno (do tipo usado em jardim)
Fita crepe
Uma colher (tamanho de café)
	Bicarbonato de sódio
Vinagre 
Solução alcoólica de fenolftaleína 
Neste experimento fizemos uma solução com um pouco de bicarbonato de sódio e 100 ml de água em um béquer e adicionamos fenolftaleína para indicar o PH básico da solução. Na garrafa de vidro colocamos 100 ml de vinagre e uma colher de café de bicarbonato de sódio, rapidamente fechamos a boca da garrafa com uma mangueira flexível e colocamos a outra extremidade no béquer.
Experimento 03 Efeito do íon comum:
Equilíbrio de ionização do ácido acético 
	Materiais
	Reagentes
	Duas garrafas de vidro de 500 mL 
Dois balões pequenos 
Proveta de 100 mL ou seringa 
descartável de 60 mL 
Duas colheres (uma tamanho de café e 
outra de sopa) 
	Vinagre 
Bicarbonato de sódio 
Hidróxido de sódio (em escamas)
Solução alcoólica de fenolftaleína 
Preparando as soluções:
Acetato de sódio: A solução de acetato de sódio é feita a partir da neutralização do ácido acético, para isso utilizaremos a solução de hidróxido de sódio. Em um béquer colocamos 40 ml de vinagre e adicionamos 5 gotas da solução de fenolftaleína, lentamente acrescentamos a solução de hidróxido de sódio até que a colocação se torne levemente rosa e depois acrescentamos vinagre até que a cor rosa desapareça, desta forma obteremos a solução de acetato de sódio.
Para o experimento pegamos a solução de acetato de sódio transferimos para uma proveta de 100 ml , acrescentamos 10 ml de vinagre a essa solução e adicionamos água até completar 100 ml e transferimos para a primeira garrafa.
Em uma proveta acrescentamos 10 ml de vinagre, colocamos água até obter 100 ml de solução e transferimos para a segunda garrafa.
Utilizamos dois balões e colocamos uma colher de café de bicarbonato de sódio em cada um deles. Prendemos os balões em cada uma das garrafas e colocamos os balões em posição vertical ao mesmo tempo.
Experimento 04 Efeito da temperatura:
Equilíbrio de ionização da amônia 
	Materiais
	Reagentes
	Béquer de 250 mL (ou copo de vidro)
Um conta-gotas de 3 mL
Recipiente com mistura gelo/água
	Solução amoniacal para limpeza 
Solução alcoólica de fenolftaleína 
Utilizamos um béquer de 250 ml acrescentamos 200 ml de agua, 10 gotas da solução amoniacal e 5 gotas de fenolftaleína e obtivemos uma solução com PH básico.
Transferimos a solução para um tubo de ensaio e aquecemos o tubo na chama de uma lamparina. Quando a solução aqueceu e perdeu a coloração rosa colocamos o tubo no banho de gelo.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Comentários:
Experimento 01:
Quando a amônia se dissolve em água, ioniza-se formando os íons NH4+ e OH-, adicionando a fenolftaleína observamos a coloração rosa, indicando PH básico, por conta da liberação do OH-. Com a adição do nitrato de amônio (NH4) à solução faz com que haja o aumento na concentração de íons NH4+. 
O aumento da concentração de NH4+ provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido de consumir o excesso de NH4+(ion comum), consequentemente, a reação também consome o OH- e libera H+. Dessa forma a solução se torna ácida pela presença do H+ fazendo a coloração rosa desaparecer.
Experimento 02:
A princípio a solução de bicarbonato de sódio é rosa devido à formação de íons OH-, devido a hidrólise do íon bicarbonato. Em seguida o borbulhamento de dióxido de carbono (gás carbônico) na solução leva formação do ácido carbônico, aumentando a sua concentração. Esse aumento faz com que o equilíbrio se desloque no sentido dos reagentes, consumindo os íons OH-, e por consequente tornando a solução incolor.
Experimento 03:
Na solução de agua com ácido acético temos a liberação do íon hidrônio (H3O). Quando adicionamos o hidróxido de sódio na solução ocorre a perda do íon hidrônio.
Ao adicionarmos o bicarbonato de sódio na solução, o ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato de sódio libertando dióxido de carbono, a presença do íon hidrônio favorece a produção de gás carbônico (CO2). À medida que se forma mais gás, a pressão dentro da garrafa aumenta e o balão enche.
Experimento 04:
Como a ionização da amônia é um processo exotérmico, ou seja, um processo que libera calor, o aquecimento da solução faz com que o equilíbrio se desloca no sentido dos reagentes, o que diminui a concentração de OH-, e por conta disso a cor rosa enfraqueceu. Quando se coloca o tubo aquecido no banho de gelo, a cor rosa reaparece, mostrando que equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos.
Questões:
Experimento 01:
Como você poderia fazer com que a cor rosa da solução retornasse?
No final da reação obtivemos uma solução ácida, isso implica na quantidade de H+, para retornar a cor rosa precisamos aumentar a concentração de H- afim de diminuir o efeito do H+.
Experimento 02:
1) No caso da hiperventilação e da insuficiência respiratória, para qual lado o equilíbrio é deslocado?
No caso da hiperventilação, o equilíbrio se desloca no sentido dos produtos, e na insuficiência nos reagentes.
 2) Essas disfunções respiratórias levam a variações do pH do sangue. Com base na resposta à questão anterior, decida qual disfunção causa acidose (diminuição do pH sanguíneo) e qual causa alcalose (aumento do pH sanguíneo).
A acidose está relacionada á insuficiência respiratória, pois com o aumento das taxas de gás carbônico, que por consequência aumenta a taxa de ácido carbônico no sangue.
Alcalose se refere á hiperventilação, e causa aumento do ph sanguíneo.
Experimento 04:
1) Baseando-se nas observações da experiência, determine se a reação é endo ou exotérmica. 
Exotérmica, pois a reação de ionização da amônia é uma reação que libera calor.
 2) O que ocorre com o valor da constante de equilíbrio da reação 9, quando: a) o tubo de ensaio é aquecido? b) o tubo de ensaio é resfriado?
CONCLUSÃO
Ao final do experimento foi possível observar nos tubos de ensaio como o Princípio de 
Le Chatelier ocorre, e comprovar que o equilíbrio químico se desloca conforme constatou Chatelier. 
 Com esta experiência pudemos visualizar como ocorre o deslocamento do equilíbrio 
químico com a variação da temperatura, ao colocarmos a solução para aquecer em banho maria, e para esfriar em um copo com água e gelo.O deslocamento do equilíbrio químico deslocou exatamente como o esperado: quando aumentamos a temperatura, deslocou-se para o lado endotérmico, consumindo o calor fornecido; quando diminuímos a temperatura, deslocou-se para o lado exotérmico, liberando o calor que tinha. 
 Também visualizamos o deslocamento do equilíbrio na alteração das concentrações de 
reagentes. Foi possível observar que, apesar de cada reagente reagir de uma maneira 
diferente do outro, o resultado final é o mesmo que consta no Princípio de Le Chatelier: O equilíbrio procuraestabilizar-se, consumindo a substância que lhe foi fornecida, neste caso, os reagentes.