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Fonte: Laboratório do Dr. Lynne O'Connell — Boston College
Quando as condições de um sistema em equilíbrio são alteradas, o sistema responde de forma a manter o equilíbrio. Em 1888, Henri-Lewis Le Châtelier descreveu esse fenômeno em um princípio que afirma: "Quando uma mudança de temperatura, pressão ou concentração perturba um sistema em equilíbrio químico, a mudança será neutralizada por uma alteração na composição do equilíbrio.".
Este experimento demonstra o princípio de Le Châtelier no trabalho em uma reação reversível entre íon de ferro (III) e íon tiocianato, que produz íon de tiocário de ferro(III):
Fe3+(aq) + SCN- (aq) 
FeSCN2+ (aq)
A concentração de um dos íons é alterada, seja adicionando diretamente uma quantidade de um íon à solução ou removendo seletivamente um íon da solução através da formação de um sal insolúvel. Observações de mudanças de cor indicam se o equilíbrio mudou para favorecer a formação dos produtos ou dos reagentes. Além disso, pode-se observar o efeito de uma mudança de temperatura na solução em equilíbrio, o que leva à capacidade de concluir se a reação é extermica ou endórmica.
1. Preparação das Soluções de Equilíbrio de Tiocianato de Ferro (III)
2. Adição de íons de ferro(III) e tiocianato à Solução de Equilíbrio
3. Adição de Nitrato de Prata à Solução de Equilíbrio
4. Adição de Fosfato de Potássio à Solução de Equilíbrio
5. Alterar a temperatura da solução de equilíbrio
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, se o equilíbrio de um sistema for perturbado por um estresse, o sistema mudará para compensar.
Quando um sistema químico está em equilíbrio, não há mudança líquida na concentração de seus reagentes ou produtos. Se algum parâmetro, como concentração ou temperatura, for alterado, o equilíbrio será perturbado.
O sistema reajusta mudando a direção da reação até que um novo equilíbrio seja alcançado.
Este vídeo demonstrará o Princípio de Le Châtelier mostrando a influência da concentração e da temperatura nas reações químicas em equilíbrio.
As reações químicas reversíveis consistem em dois processos concorrentes: a reação para a frente e a reação reversa. Quando esses dois processos ocorrem na mesma taxa, o sistema está em equilíbrio. O Princípio de Le Châtelier afirma que, quando um sistema em equilíbrio é estressado, ele mudará para neutralizar a perturbação.
Por exemplo, se a concentração de uma espécie reagente em uma solução de equilíbrio for aumentada, o equilíbrio mudará para os produtos, aumentando a taxa de reação para a frente. Eventualmente, o sistema alcançará um novo equilíbrio.
A temperatura também pode ser considerada como um componente de reação. Em reações extermicas, o calor é liberado, tornando-o um produto. Em reações endotérmicas, o calor é absorvido do ambiente, tornando-o um reagente. Assim, adicionar ou remover o calor perturbará o equilíbrio, e o sistema se ajustará.
Este experimento analisará a reação iônica do ferro (III) com o tiocianato para formar um complexo de tiocianato de ferro (III). O produto é vermelho, enquanto os reagentes são amarelos ou incolores, permitindo que mudanças no equilíbrio sejam observadas visualmente.
As concentrações desses componentes serão alteradas adicionando íons diretamente à solução, ou removendo-os seletivamente através da formação de sais insolúveis. O efeito de uma mudança de temperatura nesta solução também será observado.
Agora que você entende o Princípio de Le Châtelier, você está pronto para começar o procedimento.
Para iniciar o procedimento, coloque uma gota de 1 M de solução de nitrato de ferro em um tubo de ensaio. Coloque uma gota de 1 M solução de tiocianato de potássio em um segundo tubo de ensaio. Diluir cada um com 2 mL de água. Estes dois tubos servirão como controles para o resto do experimento.
Em seguida, em um novo tubo, adicione uma gota de cada solução. Adicione 16 mL de água e misture bem. Regisso regisário de qualquer observação.
Divida esta mistura em porções de 2 mL em sete tubos de ensaio rotulados. Coloque o tubo inicial de lado como um controle de tiocianato de ferro.
Em seguida, adicione reagentes aos tubos 1 – 6 de acordo com a Tabela 2 abaixo. Agite para misturar cada vez que uma espécie é adicionada, e regisite qualquer observação.
Coloque o tubo de ensaio 7 em um banho de água quente por 1 a 2 min. Compare a solução quente com o controle do tiocianato de ferro e registe as observações.
Nas soluções 1 e 2, a cor vermelha se intensificou à medida que a concentração dos reagentes foi aumentada. Isso indica que o equilíbrio mudou para a direita, levando à produção de mais ferro (III) tiocianato.
As soluções que receberam nitrato de prata tornaram-se incolores e formaram um precipitado. A adição de íon tiocianato fez com que a cor vermelha reaparecesse. A cor vermelha não reapareceu quando íon de ferro foi adicionado. A partir dessas observações, pode-se concluir que o íon tiocianato foi seletivamente removido da solução no precipitado. À medida que sua concentração diminuiu, o equilíbrio mudou para a esquerda. Adicionar íon de tiacianato de volta à solução fez com que o equilíbrio voltasse para a direita.
As soluções que receberam fosfato de potássio foram observadas para desvanecer e tornar-se amarela. Quando a concentração de íons de ferro foi aumentada, a cor vermelha reapareceu e a solução ficou nublada. O aumento da concentração de íons de tiocianato não teve efeito. Assim, pode-se deduzir que o ferro foi seletivamente removido da solução para formar um sal fosfato de ferro, fazendo com que o equilíbrio mude para a esquerda. O sal de fosfato de ferro eventualmente precipitado fora de solução quando mais ferro foi adicionado, e o equilíbrio mudou de volta para a direita.
A cor vermelha da Solução 7 desbotou para laranja à medida que a temperatura aumentava. Essa mudança de equilíbrio para a esquerda sugere que a reação é exotérmica, e que o calor é gerado quando o produto de tiocianato de ferro é formado.
O conceito de mudança de equilíbrio tem várias aplicações em uma ampla gama de campos científicos.
O Princípio de Le Châtelier explica por que as soluções tampão resistem à mudança de pH. Neste exemplo, uma solução tampão de acetato de sódio foi usada para manter um pH quase constante.
Em solução aquosa, a dissociação ácida é uma reação reversível onde os ânions se dissociam dos íons de hidrogênio. Soluções tampão são frequentemente uma mistura de equilíbrio de íons de hidrogênio dissociados, um ácido fraco, e seu ânion - também conhecido como sua base conjugada.
Se um ácido forte for adicionado, ele se dissociará completamente, aumentando a concentração dos íons de hidrogênio em solução. O equilíbrio da reação ácida fraca muda para a esquerda em resposta, reduzindo a concentração de íons de hidrogênio até atingir um novo equilíbrio. Por causa disso, as soluções tampão são usadas como um meio de manter o pH a um valor quase constante em uma grande variedade de aplicações químicas.
A polimerização, o processo de reação de moléculas juntas para formar cadeias de polímeros, é essencial para a divisão celular bacteriana. Neste exemplo, o Princípio de Le Châtlelier foi observado pela realização de ensaios de sedimentação ftsZ em várias condições. Foram criados nove buffers, cada um com composições únicas e valores de pH. A polimerização foi induzida, então monitorada por dispersão de luz de ângulo de 90°. Verificou-se que tanto o pH quanto a composição tampão afetaram a polimerização, pois cada um forneceu um estressor que mudou o equilíbrio da reação.
Finalmente, o Princípio de Le Châtlelier pode ser usado na produção e recuperação de materiais em reações orgânicas. Neste exemplo, o amônio foi recuperado de riachos ricos em nitrogênio.
O córrego passou por um sistema eletroquímico, oxidando a água e permitindo a separação de íons de amônio. Esses íons foram então submetidos a pH alto, mudando seu equilíbrio, e conduzindo a conversão de amônio para amônia volátil.
Esta amônia capturada foi então passada através de uma coluna de descascamento e absorção para prender a amônia em um meio ácido, deslocando o equilíbrio na outra direção.
Você acabou de assistir a introdução do JoVE à influência da temperatura e concentração nas reações de acordo com o Princípio de Le Châtelier. Agora você deve entender o conceito de equilíbrio, como mudanças na concentração causarão mudanças, e que o calor pode ser considerado um componente de reação.
Obrigado por assistir!
De acordo com o Princípio de Le Chètelier, se o equilíbrio de um sistema é perturbado por uma tensão, o sistema mudará para compensar.
Quando um sistema químico está em equilíbrio, não há mudança líquida na concentração de seus reagentes ou produtos. Se algum parâmetro, como concentração ou temperatura, for alterado, o equilíbrio será perturbado.
O sistema se reajusta mudando a direção da reação até que um novo equilíbrio seja alcançado.
Este vídeo demonstrará o Princípio de Le Chötelier, mostrando a influência da concentração e da temperatura nas reações químicas em equilíbrio.
As reações químicas reversíveis consistem em dois processos concorrentes: a reação direta e a reação reversa. Quando esses dois processos ocorrem na mesma taxa, o sistema está em equilíbrio. O Princípio de Le Chötelier afirma que, quando um sistema em equilíbrio é estressado, ele mudará para neutralizar a perturbação.
Por exemplo, se a concentração de uma espécie reagente em uma solução de equilíbrio for aumentada, o equilíbrio mudará para os produtos, aumentando a taxa da reação direta. Eventualmente, o sistema alcançará um novo equilíbrio.
A temperatura também pode ser considerada um componente de reação. Nas reações exotérmicas, o calor é liberado, tornando-o um produto. Nas reações endotérmicas, o calor é absorvido do ambiente, tornando-o um reagente. Assim, adicionar ou remover calor perturbará o equilíbrio e o sistema se ajustará.
Este experimento analisará a reação iônica do ferro (III) com o tiocianato para formar um complexo de tiocianato de ferro (III). O produto é vermelho, enquanto os reagentes são amarelos ou incolores, permitindo que mudanças no equilíbrio sejam observadas visualmente.
As concentrações desses componentes serão alteradas pela adição direta de íons à solução ou pela remoção seletiva deles por meio da formação de sais insolúveis. O efeito de uma mudança de temperatura nesta solução também será observado.
Agora que você entende o Princípio de Le Chètelier, está pronto para iniciar o procedimento.
Para iniciar o procedimento, coloque uma gota de solução de nitrato de ferro 1 M em um tubo de ensaio. Colocar uma gota de solução de tiocianato de potássio 1 M num segundo tubo de ensaio. Dilua cada um com 2 mL de água. Esses dois tubos servirão como controles para o restante do experimento.
Em seguida, em um novo tubo, adicione uma gota de cada solução. Adicione 16 mL de água e misture bem. Registre quaisquer observações.
Divida esta mistura em porções de 2 mL em sete tubos de ensaio rotulados. Coloque o tubo inicial de lado como um controle de tiocianato de ferro.
Em seguida, adicione reagentes aos tubos 1 ? 6 de acordo com a Tabela 2 abaixo. Agite para misturar toda vez que uma espécie for adicionada e registre todas as observações.
Coloque o tubo de ensaio 7 em banho-maria quente por 1 ? 2 min. Compare a solução quente com o controle de tiocianato de ferro e registre quaisquer observações.
Nas soluções 1 e 2, a cor vermelha se intensificou à medida que a concentração dos reagentes foi aumentada. Isso indica que o equilíbrio mudou para a direita, levando à produção de mais tiocianato de ferro (III).
As soluções que receberam nitrato de prata tornaram-se incolores e formaram um precipitado. A adição de íon tiocianato fez com que a cor vermelha reaparecesse. A cor vermelha não reapareceu quando o íon de ferro foi adicionado. A partir dessas observações, pode-se concluir que o íon tiocianato foi removido seletivamente da solução no precipitado. À medida que sua concentração diminuía, o equilíbrio se deslocava para a esquerda. Adicionar o íon tiocianato de volta à solução fez com que o equilíbrio voltasse para a direita.
Observou-se que as soluções que receberam fosfato de potássio desbotaram e amarelaram. Quando a concentração de íons de ferro aumentou, a cor vermelha reapareceu e a solução ficou turva. O aumento da concentração de íons tiocianato não teve efeito. Assim, pode-se deduzir que o ferro foi seletivamente removido da solução para formar um sal de fosfato de ferro, fazendo com que o equilíbrio se deslocasse para a esquerda. O sal de fosfato de ferro acabou precipitando da solução quando mais ferro foi adicionado, e o equilíbrio mudou de volta para a direita.
A cor vermelha da Solução 7 desbotou para laranja à medida que a temperatura aumentava. Essa mudança de equilíbrio para a esquerda sugere que a reação é exotérmica e que o calor é gerado quando o produto do tiocianato de ferro é formado.
O conceito de mudança de equilíbrio tem várias aplicações em uma ampla gama de campos científicos.
O Princípio de Le Chötelier explica por que as soluções tampão resistem à mudança de pH. Neste exemplo, uma solução tampão de acetato de sódio foi usada para manter um pH quase constante.
Em solução aquosa, a dissociação ácida é uma reação reversível em que os ânions se dissociam dos íons de hidrogênio. As soluções tampão são frequentemente uma mistura de equilíbrio de íons de hidrogênio dissociados, um ácido fraco e seu ânion ?? também conhecido como sua base conjugada.
Se um ácido forte for adicionado, ele se dissociará completamente, aumentando a concentração dos íons de hidrogênio em solução. O equilíbrio da reação ácida fraca se desloca para a esquerda em resposta, reduzindo a concentração de íons de hidrogênio até atingir um novo equilíbrio. Por causa disso, as soluções tampão são usadas como um meio de manter o pH em um valor quase constante em uma ampla variedade de aplicações químicas.
A polimerização, o processo de reagir moléculas para formar cadeias poliméricas, é essencial para a divisão celular bacteriana. Neste exemplo, o Princípio de Le Chütlelier foi observado realizando ensaios de sedimentação FtsZ sob várias condições. Nove tampões foram criados, cada um com composições e valores de pH únicos. A polimerização foi induzida e depois monitorada por 90? espalhamento de luz angular. Verificou-se que tanto o pH quanto a composição do tampão afetaram a polimerização, pois cada um forneceu um estressor que alterou o equilíbrio da reação.
Finalmente, o Princípio de Le Chötlelier pode ser usado na produção e recuperação de materiais em reações orgânicas. Neste exemplo, o amônio foi recuperado de riachos ricos em nitrogênio.
O fluxo foi passado por um sistema eletroquímico, oxidando a água e permitindo a separação dos íons de amônio. Esses íons foram então submetidos a pH alto, alterando seu equilíbrio e impulsionando a conversão de amônio em amônia volátil.
Essa amônia capturada foi então passada por uma coluna de decapagem e absorção para prender a amônia em um meio ácido, mudando o equilíbrio na outra direção.
Você acabou de assistir à introdução de JoVE sobre a influência da temperatura e da concentração nas reações de acordo com o Princípio de Le Chètelier. Agora você deve entender o conceito de equilíbrio, como as mudanças na concentração causarão mudanças e que o calor pode ser considerado um componente da reação.
Obrigado por assistir!
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