Princípio de Le Châtelier e Equilíbrio Químico

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Princípio de Le Châtelier
O químico francês Henri Louis Le Chatelier criou uma das leis mais conhecidas da Química que prevê a resposta do sistema químico em equilíbrio quando exposto a uma alteração.
Com os resultados dos seus estudos, ele formulou uma generalização para o equilíbrio químico que enuncia o seguinte:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, sempre no sentido de minimizar a ação do fator aplicado.”
Quando o equilíbrio de um sistema químico é perturbado, o sistema age para minimizar essa perturbação e voltar a estabilidade.
Sendo assim, o sistema apresenta:
· um estado inicial de equilíbrio.
· um estado "não equilibrado" com a mudança de um fator.
· um novo estado de equilíbrio que se opõe a mudança.
São exemplos de pertubações externas que podem afetar o equilíbrio químico:
	Fator
	Perturbação
	Efeito
	Concentração
	Aumento
	Consome-se a substância
	
	Diminuição
	Produz-se a substância
	Pressão
	Aumento
	Move-se para o menor volume
	
	Diminuição
	Move-se para o maior volume
	Temperatura
	Aumento
	Absorve-se calor e altera a constante de equilíbrio
	
	Diminuição
	Libera-se calor e altera a constante de equilíbrio
	Catalisador
	Presença
	Acelera-se a reação
Esse princípio tem grande importância para indústria química, pois as reações podem ser manipuladas e tornar os processos mais eficientes e econômicos.
Um exemplo disso é o processo desenvolvido por Fritz Haber, que utilizando o princípio de Le Chatelier, criou de forma econômica uma rota de produção de amônia a partir de nitrogênio atmosférico.
1. Concentração:
Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.
2. Pressão:
Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em mol. Já se diminuirmos a pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
3. Temperatura:
      Aumento da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor).
      Diminuição da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
Le Chatelier enunciou o princípio que leva seu nome, sobre perturbações em equilíbrios químicos.
Equilíbrio iônico da água (KW)
A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:
Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante, então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC, obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água.
A KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água. Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:
A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio. Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:
	TEMPERATURA (°C)
	KW
	0
	0,11.10-14
	40
	3,0.10-14
	100
	51,3.10-14
Tipos de soluções aquosas
As soluções aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos:
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra
Solução ácida
É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-.
Solução básica
É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+.
Solução neutra
É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+.
Hidrólise de sais
Hidrólise de sais é um processo químico produzido pela mistura de um sal à água, o que pode resultar na formação de ácido ou base ou em ambas as substâncias.
Hidrólise de sais é um equilíbrio químico que ocorre após a adição de um sal (YX) à água. Esse processo acontece por causa da ionização da água, a qual produz o cátion hidrônio (H+) e o ânion hidróxido (OH-), e da dissociação do sal, que libera um cátion qualquer (Y+) e um ânion qualquer (X-).
Em resumo, a hidrólise dos sais é a interação entre os íons do sal com os íons da água, isto é, o cátion de um com o ânion do outro, o que pode resultar nas seguintes substâncias:
· Cátion do sal (Y+) com o ânion da água (OH-) = base inorgânica (YOH)
· Cátion da água (H+) com o ânion do sal (X-) = ácido inorgânico (HX)
Porém, a interação entre os íons não ocorre quando a base ou o ácido formados são fortes, uma vez que essas substâncias fortes apresentam um elevado grau de dissociação, ou seja, uma tendência a permanecer na forma de íons.
Assim, quando misturamos um sal à água, podemos obter ou não a formação de ácido ou base (hidrólise), ou de ambos. Isso pode influenciar diretamente no pH do meio da seguinte forma:
· Formação de ácido e base: não haverá a presença de íons hidrônio e hidróxido na solução, o que tornará o meio neutro (com pH = 7);
· Formação apenas da base: existirá a presença de íons hidrônio na solução, o que tornará o meio ácido (com pH < 7);
· Formação apenas do ácido: haverá a presença de íons hidróxido na solução, o que tornará o meio básico (com pH > 7);
· Não existirá formação de ácido nem de base: haverá os íons hidróxido e hidrônio na solução, o que tornará o meio neutro (com pH = 7).
Hidrólise de sais com formação de meio neutro
A hidrólise de sais com a formação de um meio neutro ocorre em duas situações:
1ª- Quando o sal apresenta cátion capaz de formar base forte e ânion capaz de formar ácido forte;
Para facilitar o entendimento, vamos utilizar o exemplo da hidrólise do iodeto de potássio (KI).
· Íons no iodeto de potássio:
O iodeto de potássio apresenta o cátion potássio (K+1) e o ânion iodeto (I-1).
· Relação entre o cátion do sal e o ânion hidróxido (OH-) da água:
Como o potássio pertence à família IA, seu cátion não sofre hidrólise, ou seja, não interage com o hidróxido, resultando na base forte hidróxido de potássio [KOH]. Dessa forma, restarão íons hidróxido na solução.
· Relação entre o ânion do sal e o cátion hidrônio (H+) da água:
Se o ânion iodeto (I-1) interagisse com o hidrônio (H+), haveria a formação do hidrácido ácido iodídrico (HI), que é um dos três hidrácidos considerados fortes (além do HCl e do HBr). Dessa forma, o iodeto não sofre hidrólise, restando cátions hidrônio na solução. Após a adição do iodeto de potássio, como existirão cátions hidrônio e ânions hidróxido, a solução será neutra.
2ª- Quando o sal apresenta cátion capaz de formar base fraca e ânion capaz de formar ácido fraco.
Para facilitar o entendimento, vamos utilizar o exemplo da hidrólise do sulfeto de magnésio (MgS).
· Íons no sulfeto de magnésio:
O sulfeto de magnésio apresenta o cátion magnésio (Mg+2) e o ânion sulfeto (S-2).
· Relação entre o cátion do sal e o ânion hidróxido (OH-) da água:
Mesmo com o magnésio pertencendo à família IIA, seu cátion sofre hidrólise, ou seja, interage com o hidróxido e forma a base fraca hidróxido de magnésio [Mg(OH)2].
· Relação entre o ânion do sal e o cátion hidrônio (H+) da água:
Se o ânion sulfeto (S-2) interagisse com o hidrônio (H+), haveria a formação do hidrácido ácido sulfídrico (H2S), que é fraco, já que apenas HCl, HBr, HI são hidrácidos fortes. Dessa forma, o sulfeto sofre hidrólise, não restando cátions hidrônio na solução. Após a adição do sulfeto de magnésio à água, como não haverá cátions hidrônio e ânions hidróxido, a solução será neutra.
Hidrólise de sais com formação de meio ácido
A hidrólise de sais pode formar um meio ácido quando um sal apresenta cátion capaz de formar base fraca e ânion capaz de formar ácido forte. Para facilitar o entendimento, vamos utilizar o exemploda hidrólise do sulfato de ferro II (FeSO4).
· Íons no sulfato de ferro II:
O sulfato de ferro II apresenta o cátion ferro II (Fe+2) e o ânion sulfato (SO4-2).
· Relação entre o cátion do sal e o ânion hidróxido (OH-) da água:
Como o ferro não pertence às famílias IA, IIA (com exceção do magnésio) e IIIA, seu cátion ferro II sofre hidrólise, ou seja, interage com o hidróxido e forma a base fraca hidróxido de ferro II [Fe(OH)2].
Obs.: Não há a presença de íons hidróxido na solução.
· Relação entre o ânion do sal e o cátion hidrônio (H+) da água:
Se o ânion sulfato (SO4-2) interagisse com o hidrônio (H+), haveria a formação do oxiácido ácido sulfúrico (H2SO4). Esse ácido é considerado forte, uma vez que, para os oxiácidos, o resultado da subtração entre oxigênios e hidrogênios deve ser maior ou igual a dois. Dessa forma, restarão íons hidrônio na solução, o que faz dela uma solução ácida.
Hidrólise de sais com formação de meio básico
A hidrólise de sais com formação de um meio básico ocorre quando um sal apresenta cátion capaz de formar base forte e ânion capaz de formar ácido fraco. Para facilitar o entendimento, vamos utilizar o exemplo da hidrólise do cianeto de cálcio [Ca(CN)2].
· Íons no cianeto de cálcio:
O cianeto de cálcio apresenta o cátion cálcio (Ca+2) e o ânion cianeto (CN-1).
· Relação entre o ânion do sal e o cátion hidrônio (H+) da água:
Se o ânion cianeto (CN-1) interagisse com o hidrônio (H+), haveria a formação do hidrácido ácido cianídrico (HCN), que é fraco, já que apenas HCl, HBr, HI são hidrácidos fortes. Dessa forma, o cianeto sofre hidrólise, não restando cátions hidrônio na solução.
· Relação entre o cátion do sal e o ânion hidróxido (OH-) da água:
Como o cálcio pertence à família IIA, seu cátion não sofre hidrólise, ou seja, não interage com o hidróxido, pois resulta na base forte hidróxido de cálcio [Ca(OH)2]. Dessa forma, restarão íons hidróxido na solução, o que faz dela uma solução básica.
Atividade
Realize um mapa conceitual bem explicativo sobre este assunto aqui apresentado. Seja criativo.