LEI DE LE CHATELIER Escola Secundรกria das Laranjeiras
Ano Lectivo 2008/09
HENRI LOUIS LE CHÂTELIER
8 de Outubro de 1850, Paris
Químico e metalurgista francês
Desenvolvimento da Termodinâmica
Lei do Equilíbrio Químico, 1888
17 de Junho de 1936
LEI DE LE CHÂTELIER OU
LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
Um sistema químico em equilíbrio, sujeito a alterações de temperatura, pressão ou concentração, tende a contrariar a perturbação que lhe foi imposta até atingir um novo estado de equilíbrio.
Influência da concentração
concentração de reagentes
concentração dos produtos
concentração dos reagentes
concentração dos produtos
Sentido Directo
Sentido Inverso
EXEMPLOS:
Equilíbrio:
Perturbação:
Evolução:
• N2 (g) + 3H2 (g)
1 2
2NH3 (g)
• aumento da concentração de N2
• deixa de estar em equilíbrio e evolui de forma a diminuir a concentração de N2
Resultado:
•favorecimento da reacção no sentido directo até atingir novo equilíbrio.
E: P:
• C2H6 (g)
C2H4(g) + H2(g)
• diminuição da concentração de C2H4
E:
• deixa de estar em equilíbrio e evolui de forma a aumentar a concentração de C2H4
R:
• favorecimento da reacção no sentido directo até atingir novo equilíbrio
Influência da pressão pressão
> nº de moléculas
+ pressão
<
nº de moléculas
EXEMPLOS:
Equilíbrio: N2 (g) + 3H2 (g) 1 mol 3 mol
2NH3 (g)
2 mol
Perturbação: diminuição do volume = aumento da pressão total do sistema
Evolução: o equilíbrio inicial é desfeito e o sistema evolui de modo a diminuir a pressão total (diminuir o número total de moles no sistema) Resultado: favorecimento da reacção no sentido directo até atingir novo estado de equilíbrio.
Equilíbrio: NH3 (g) + CH4 (g)
HCN (g) + 3N2 (g)
Perturbação: aumento da pressão total do sistema
Evolução: equilíbrio inicial desfeito; evolui de modo a diminuir a pressão total (número de moles) Resultado: favorece a reacção inversa até o novo estado de equilíbrio
Equilíbrio: 2HI (g)
H2 (g) + I2 (g)
Perturbação: aumento da pressão do sistema
Evolução: o número de moléculas é igual dos dois lados da equação. Não há resposta à perturbação
Resultado: reacções directas e inversas, simultaneamente e à mesma velocidade, uma vez que continuam em equilíbrio
Influência da temperatura
temperatura
temperatura
Sentido da reacção ENDOTÉRMICA
Sentido da reacção EXOTÉRMICA
EXEMPLOS: E: P: E: R:
• 2 H2O (g) 2 H2 (g) + O2 (g) • H = + 484 kJ/mol ( r. endotérmica) • aumento da temperatura • desfaz-se o equilíbrio e o sistema evolui de forma a diminuir a temperatura ( processo endotérmico) • favorece-se a reacção directa até ao novo equilíbrio
Equilíbrio: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) H = - 92,2 kJ/mol (r. exotérmica)
N2 (g) + 3H2 (g)
P: E: R:
2NH3 (g) + 92,2 kJ
•diminuição da temperatura
•para aumentar a temperatura
•favorece-se a reacção directa até ao novo equilíbrio.
CATALISADORES
BIBLIOGRAFIA
PAIVA, João, António José Ferreira, Graça Ventura, Manuel Fiolhais, Carlos Fiolhais. 11 Q – Física e Química – Bloco 2 – 11º/12º ano. Texto Editores, Lisboa, 2008, p.49-51.
Le Chat II
http://pt.wikipedia.org/wiki/Henri_Louis_Le_Ch%C3%A2telier
http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/images/gas_pressao_pistoes.jpg
http://ilusentylife.files.wordpress.com/2009/03/qmk.jpg
http://www.iped.com.br/sie/uploads/8164.jpg
http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch16/graphics/16_1 1fig.gif
http://wiki.chemeddl.org/images/2/2b/Chapter_13_page_22.jpg
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf