Le chatelier

Princípio de Le Chatelier

As diferentes formas de alterar um estado de equilíbrio para uma reação química têm uma coisa em comum:

Um sistema em equilíbrio responde a qualquer perturbação com uma alteração que tende a contrariar a perturbação a que foi sujeito.
De facto:

A perturbação aumento de concentração de um componente do sistema é seguida de consumo desse componente, até se atingir um novo estado de equilíbrio.
A perturbação aumento de temperatura favorece a transformação em que há absorção de calor, o que tende a fazer diminuir a temperatura do sistema.
A perturbação diminuição de volume de uma mistura gasosa, com consequente aumento do número de moléculas por unidade de volume (e, assim, aumenta a pressão do sistema), é seguida da transformação no sentido em que diminui o número de moléculas (assim, tendendo a diminuir a pressão do sistema).
A generalização acima feita deve-se a Le Chatelier e é justamente conhecida por Princípio de Le Chatelier.

O efeito de pressão acima mencionado merece dois comentários adicionais. Primeiro, faz-se notar que este efeito de pressão é-o aliado a variações de volume do sistema, pois são estas que implicam alterações nas concentrações das espécies em equilíbrio. Não é o efeito decorrente de se adicionar, sem variação de volume, outro gás que nada tenha a ver com a reacção.

Por exemplo, o equilíbrio N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) não é alterado por adição do gás inerte árgon, ainda que, com isso, a pressão total do sistema aumente. É que, não havendo variação de volume, as concentrações dos gases N2, H2, NH3 (e, também, as pressões parciais) não variam. Também não é o aumento de pressão total decorrente de aumento de temperatura que está a ser considerado.

Por outro lado, é de notar que a diminuição do número de moles de gases como consequência de uma diminuição de volume - aumento de pressão - se corresponde a uma tentativa do sistema em diminuir a sua pressão, pode, também, ser considerada uma tentativa do