Lei de Le Chatelier

LEI DE LE CHATELIER Escola Secundรกria das Laranjeiras

Ano Lectivo 2008/09

HENRI LOUIS LE CHÂTELIER 

8 de Outubro de 1850, Paris

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Químico e metalurgista francês

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Desenvolvimento da Termodinâmica

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Lei do Equilíbrio Químico, 1888

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17 de Junho de 1936

LEI DE LE CHÂTELIER OU

LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

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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

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concentração dos produtos

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concentração dos reagentes

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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:

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Equilíbrio: N2 (g) + 3H2 (g) 1 mol 3 mol

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2NH3 (g)

2 mol

Perturbação: diminuição do volume = aumento da pressão total do sistema

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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

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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.

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Le Chat II

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http://pt.wikipedia.org/wiki/Henri_Louis_Le_Ch%C3%A2telier

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http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/images/gas_pressao_pistoes.jpg

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http://ilusentylife.files.wordpress.com/2009/03/qmk.jpg

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http://www.iped.com.br/sie/uploads/8164.jpg

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http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch16/graphics/16_1 1fig.gif

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http://wiki.chemeddl.org/images/2/2b/Chapter_13_page_22.jpg

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http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf