Equilibrio quimico

Introdução
Neste trabalho será mostrado como surgiu o equilibrio quimico utilizado na indústria, da onde surgiu esta ideia e mostrará os diferentes principios de Le Chateliar neste contexto.

Equilíbrio químico Uma das razões por que o rendimento de uma reacção química é inferior a 100% é a reacção ser incompleta. Isto é, terminar sem que nenhum reagente se tenha esgotado; por outras palavras, termina havendo ainda quantidades mensuráveis de todos os reagentes. Este problema foi especialmente levantado pelos industriais, na segunda metade do século XIX, interessados em aumentar a taxa de conversão de minério de ferro em ferro metálico, através da reacção fundamental da indústria siderúrgica: Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 . Intrigava ficar óxido de ferro por transformar, ao mesmo tempo havendo CO por reagir e lançado fora pelas altas chaminés dos fornos siderúrgicos. A compreensão destes factos e a maneira de se aumentar a taxa de conversão de um reagente deve muito ao trabalho pioneiro do químico francês Henri de Le Chatelier. Considere a seguinte reacção: CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g) Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 estão contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que dispomos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reacção. Após o início da reacção, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO e H2O) aumentam. (Todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1). O seguinte gráfico representa a evolução dessa reacção no tempo:

Considerando que a reacção se inicia no instante t0, as concentrações dos reagentes diminuíram e as dos produtos aumentaram. As variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reacção até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que a velocidade com que os