4. Constantes de equilíbrio: Para que servem?


Introdução
4.1. Cálculos sobre um determinado estado de equilíbrio
4.2. Cálculos sobre a evolução para um estado de equilíbrio
4.3. Cálculos sobre a passagem de um estado de equilíbrio a outro
4.4. De um estado de equilíbrio a outro por efeito de alteração de temperatura
4.5. Princípio de Le Chatelier

4.5. Princípio de Le Chatelier

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

De facto:

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) seta dupla 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 sistema em diminuir o seu volume. O fenómeno central, aqui, é que um aumento da concentração global de todas as espécies se traduz numa alteração que tende a contrariar esse aumento.