Aplicação prática do princípio Le Chatêlier
Índice
Dedicatória 3
Introdução 4
Aplicação prática do princípio Le Chatêlier 5
Concentração 5
Temperatura 5
Pressão 5
A acção dos catalisadores 5
Equilíbrio Químico em Processos Industriais 6
A síntese do Amoníaco (NH3) 6
A Síntese da Acido Sulfúrico 6
Sintese do Acido Carbonico ou Bicarbonato 7
Sistemas Biológicos 8
Sistemas geológico 8
Conclusão 9
Bibliografia 10
`` Na Natureza nada se destroe apenas tudo se transforma ´´
Antoine Lavoisier
Dedicatória
Dedicamos este trabalho a nossa escola, aos nossos pais e professores e também a todos aqueles que nos deram forças pôs sem eles este trabalho não seria possível a eles o nosso muito obrigado.
Introdução
Não podemos falar de Le Chatêlier sem falar do Equilíbrio Químico que é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reacção química se mantém constante ao longo do tempo.
Falaremos ainda neste trabalho o grande papel do equilíbrio químico para as realizações de várias reacções químicas como por exemplo o ácido sulfúrico.
Depois saindo um pouco de equilíbrio químico falaremos de cáries.
Aplicação prática do princípio Le Chatêlier
O Princípio de Le Chatêlier, postulado pelo químico industrial francês Henri Louis Le Chatêlier (1850-1936), estabelece que:
"Se for imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeita."
Concentração
O aumento do valor da concentração de um componente do sistema, é seguido do consumo desse componente até se atingir um novo estado de equilíbrio. Já a diminuição do valor da concentração de um componente do sistema é seguida do consumo dos componentes do lado oposto do mesmo, até se atingir um novo estado de equilíbrio.
Quando há um aumento da concentração de um ou mais reagentes, o sistema evolui no sentido direto de forma a diminuir a sua concentração, ao contrário dos produtos.
Por outro lado, quando há uma diminuição da concentração de um ou mais reagentes, o sistema volta ao estado de equilíbrio, deslocando-se a reação no sentido inverso, diminuindo a concentração dos produtos e aumentando a dos reagentes para que se atinja novamente o estado de equilíbrio. O mesmo acontece no caso inverso:
A+B --> C
A+B <-- C
Temperatura
Caso a reação direta seja endotérmica, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio em direção aos produtos da reação(sentido directo). Caso a reação direta seja exotérmica, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio em direção aos reagentes da reação(sentido inverso).
Pressão
A diminuição de volume de um gás, com consequente aumento do número de partículas por unidade de volume (aumento da pressão do sistema, sendo pressão e volume inversamente proporcionais), é seguida do deslocamento da reação no sentido em que diminui o número de partículas, ou seja, sentido do menor número de mols, tendendo a diminuir a pressão do sistema. O contrário é visto quando se diminui a pressão e, logo, se aumenta o volume do gás.
A acção dos catalisadores
O catalisador apenas acelera a velocidade a que decorre a reacção química, não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um catalisador pode assim ser útil numa reacção química, afetada pelos fatores anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente, com o mesmo rendimento, mas num menor espaço de tempo aumentando assim a produtividade da reação.
Equilíbrio Químico em Processos Industriais
A síntese industrial de qualquer substância é o resultado de uma série de estudos que intervém químicos, engenheiros e economistas com vista á produção do composto nas condições mais economistas e sob as melhores condições de segurança.
A síntese do Amoníaco (NH3)
O Amoníaco é preparado industrialmente a partir do hidrogénio e do azoto atmosférico processo Haber-Bosch :
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Na presença de ferro contendo uma percentagem de óxidos de potássio e de alumínio como catalisador.
Nota se que o catalisador não têm qualquer efeito sobre a posição de equilíbrio se atinja o equilíbrio mais rapidamente.
A reacção realiza-se a alta pressão 350 atm e á temperatura de 450 °C, A aplicação de Principio de Le Chatêlier ensina que equilíbrio é deslocado no sentido directo por aumento da pressão, compreendendo-se assim a razão da utilização de altas pressão.
Não é utilizada uma pressão mais elevada porque a construção de equipamentos para pressões muito altas é mais dispendiosa e sujeita a mais frequentes avarias.
Embora a reacção seja exotérmicas, não se utiliza baixas temperaturas, como seria de esperar por aplicação do princípio de Le Chatelier
Na indústria, há que considerar o aspecto cinético, pois é desejável que as reacções ocorram mais rapidamente possível.
Presentemente o Amoníaco e utilizado em adubos (sob a forma de sais de amónio e nitratos) e no fabrico de nylon.
A Síntese da Acido Sulfúrico
O Ácido Sulfúrico é um composto químico inorgânico, cuja fórmula é H2SO4. É um líquido incolor, viscoso e oxidante, pouco volátil, seu Ponto de Ebulição é 338°C e densidade 1,84g/cm3. É extremamente solúvel em água, porém, isto deve ser feito com muita cautela, sempre despejando o ácido na água e não o contrário, pois se isto não for seguido, seus vapores são liberados agressivamente, podendo causar queimaduras graves no corpo do operador ou de alguém próximo.
Produzem-se por ano milhões de toneladas de H2SO4. São tão variadas as suas aplicações que a quantidade anual consumida por um determinado país se pode tomar como do seu desenvolvimento tecnológico.
Sua produção se dá por meio de um processo denominado catalítico ou de contato, onde o primeiro passo é a queima do enxofre, onde há a liberação de dióxido de enxofre (SO2). Posteriormente, este gás é oxidado, formando o trióxido de enxofre (SO3), que, por fim, sofre uma reação com a água, formando então uma solução aquosa de ácido sulfúrico, conforme mostrado pelas etapas de tratamento abaixo:
1ª Etapa:
S(S) + O2 → SO2 (g)
2ª etapa:
2 SO2 (g) + O2 → 2 SO3
3ª etapa:
SO3(g) + H2O (l)→ H2SO4(L)
O equibrio e fravorecido no sentido de aumento da pressão e diminuição da temperatura porque mas uma vez é necessário chegar a a uma solução de compromisso entre extensão, velocidade e economia do processo. A reacção efectua-se entre 430 e 500ºC a pressão proxima.
Utiliza-se prncipalmente na preparação de compostos organicos como: adubos, detergentes, tintas, fibras, corantes, na metarlugia, plasticos e na refinaria de petroleo.
Sintese do Acido Carbonico ou Bicarbonato
Bicarbonatos são sais que contêm o anião HCO3-. Quimicamente são resultantes de uma reacção de salificação parcial.
O bicarbonato mais importante é o bicarbonato de sódio. Devido a sua solubilidade relativamente baixa, é um intermediário no processo de obtenção do carbonato de sódio, segundo Ernest Solvay.
Os bicarbonatos se encontram em equilíbrio com carbonatos, água e CO2. Este equilíbrio intervém em muitos processos naturais e artificiais. O corpo emprega catalisadores de zinco para que este se produza mais rapidamente e para facilitar, deste modo, a respiração.
O fato de o bicarbonato de cálcio (Ca (HCO3) 2) ser mais solúvel do que o carbonato de cálcio (CaCO3) é importante em geoquímica.
Por tratar-se de sais derivados de um ácido fraco, os bicarbonatos têm carácter básico. Em água, hidrólise, produzindo uma base mais forte. Para os bicarbonatos, a nomenclatura mais usada é: Bicarbonato de elemento ligado ao anião.
São empregados em extintores de incêndio. Também eficazes no combate de doenças estomacais, mais especificamente o excesso de secreção de ácido clorídrico.
Sistemas Biológicos
O principio de Le Chatelier e largamente na aplicação das alterações de equilibrios nos organismos vivos.
Caríe dentária
A cárie dentária pode ser definida como uma destruição localizada dos tecidos dentais causados pela acção das bactérias. A desmineralização dos tecidos dentais (esmalte, dentina ou cemento) é causada por ácidos, especialmente o ácido láctico, produzido pela fermentação bacteriana dos carbohidratos da dieta, geralmente a sacarose. A baixa do pH ocasiona dissolução do esmalte e transporte do cálcio e fosfato para o meio ambiente bucal.
É uma doença transmissível e infecciosa de origem bacteriana. As bactérias que se encontram normalmente na boca transformam os restos de alguns alimentos em ácidos; tais ácidos, (láctico, acético, butírico, propiônico, etc.) formados por um processo de fermentação, atacam os tecidos mineralizados do dente.
O processo de destruição do dente envolve dissolução da fase mineral, que consiste principalmente em cristais de hidroxiapatita, por ácidos orgânicos produzidos pela fermentação bacteriana.
Sistemas geológico
Os sistemas geológicos são deslocamentos do equilíbrio químico a sistema com por exemplo as estalactites e estalagmites em grutas
Estalactites
Se formam em rochas sedimentares que originam no tecto de uma caverna ou gruta crescendo para baixo em direcção da gruta ou caverna, pela precipitação de carboneto de cálcio arrastado pela água que goteja do tecto e frequentemente apresentam uma forma tubular ou cónica.
Estalagmites
São formações que crescem a partir do chão e quem vão em direcção ao tecto formadas pela precipitação de carboneto de cálcio arrastado pela água que goteja de uma superfície superior. São frequentemente vistas em cavernas e grutas podem ser encontradas imóveis porque possuem cálcio na composição do material construtivo.
Conclusão
Após varias pesquisas feitas podemos assim concluir que não reacção química se não ouver um certo equilíbrio químico isto devendo se a acção que os catalisadores empreendam sobre os reagentes.
Vimos também que o equilíbrio químico assim como o principio de Le Chatelier são muitos precisos em vários sectores tais como na medicina e mineira.
Bibliografia
Porto editora, Correa, Carlos- Química 10ª classe
Pt.wikipedia.org
Pesquisa Google
Mundodosaber.com
Dedicatória 3
Introdução 4
Aplicação prática do princípio Le Chatêlier 5
Concentração 5
Temperatura 5
Pressão 5
A acção dos catalisadores 5
Equilíbrio Químico em Processos Industriais 6
A síntese do Amoníaco (NH3) 6
A Síntese da Acido Sulfúrico 6
Sintese do Acido Carbonico ou Bicarbonato 7
Sistemas Biológicos 8
Sistemas geológico 8
Conclusão 9
Bibliografia 10
`` Na Natureza nada se destroe apenas tudo se transforma ´´
Antoine Lavoisier
Dedicatória
Dedicamos este trabalho a nossa escola, aos nossos pais e professores e também a todos aqueles que nos deram forças pôs sem eles este trabalho não seria possível a eles o nosso muito obrigado.
Introdução
Não podemos falar de Le Chatêlier sem falar do Equilíbrio Químico que é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reacção química se mantém constante ao longo do tempo.
Falaremos ainda neste trabalho o grande papel do equilíbrio químico para as realizações de várias reacções químicas como por exemplo o ácido sulfúrico.
Depois saindo um pouco de equilíbrio químico falaremos de cáries.
Aplicação prática do princípio Le Chatêlier
O Princípio de Le Chatêlier, postulado pelo químico industrial francês Henri Louis Le Chatêlier (1850-1936), estabelece que:
"Se for imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeita."
Concentração
O aumento do valor da concentração de um componente do sistema, é seguido do consumo desse componente até se atingir um novo estado de equilíbrio. Já a diminuição do valor da concentração de um componente do sistema é seguida do consumo dos componentes do lado oposto do mesmo, até se atingir um novo estado de equilíbrio.
Quando há um aumento da concentração de um ou mais reagentes, o sistema evolui no sentido direto de forma a diminuir a sua concentração, ao contrário dos produtos.
Por outro lado, quando há uma diminuição da concentração de um ou mais reagentes, o sistema volta ao estado de equilíbrio, deslocando-se a reação no sentido inverso, diminuindo a concentração dos produtos e aumentando a dos reagentes para que se atinja novamente o estado de equilíbrio. O mesmo acontece no caso inverso:
A+B --> C
A+B <-- C
Temperatura
Caso a reação direta seja endotérmica, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio em direção aos produtos da reação(sentido directo). Caso a reação direta seja exotérmica, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio em direção aos reagentes da reação(sentido inverso).
Pressão
A diminuição de volume de um gás, com consequente aumento do número de partículas por unidade de volume (aumento da pressão do sistema, sendo pressão e volume inversamente proporcionais), é seguida do deslocamento da reação no sentido em que diminui o número de partículas, ou seja, sentido do menor número de mols, tendendo a diminuir a pressão do sistema. O contrário é visto quando se diminui a pressão e, logo, se aumenta o volume do gás.
A acção dos catalisadores
O catalisador apenas acelera a velocidade a que decorre a reacção química, não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um catalisador pode assim ser útil numa reacção química, afetada pelos fatores anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente, com o mesmo rendimento, mas num menor espaço de tempo aumentando assim a produtividade da reação.
Equilíbrio Químico em Processos Industriais
A síntese industrial de qualquer substância é o resultado de uma série de estudos que intervém químicos, engenheiros e economistas com vista á produção do composto nas condições mais economistas e sob as melhores condições de segurança.
A síntese do Amoníaco (NH3)
O Amoníaco é preparado industrialmente a partir do hidrogénio e do azoto atmosférico processo Haber-Bosch :
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Na presença de ferro contendo uma percentagem de óxidos de potássio e de alumínio como catalisador.
Nota se que o catalisador não têm qualquer efeito sobre a posição de equilíbrio se atinja o equilíbrio mais rapidamente.
A reacção realiza-se a alta pressão 350 atm e á temperatura de 450 °C, A aplicação de Principio de Le Chatêlier ensina que equilíbrio é deslocado no sentido directo por aumento da pressão, compreendendo-se assim a razão da utilização de altas pressão.
Não é utilizada uma pressão mais elevada porque a construção de equipamentos para pressões muito altas é mais dispendiosa e sujeita a mais frequentes avarias.
Embora a reacção seja exotérmicas, não se utiliza baixas temperaturas, como seria de esperar por aplicação do princípio de Le Chatelier
Na indústria, há que considerar o aspecto cinético, pois é desejável que as reacções ocorram mais rapidamente possível.
Presentemente o Amoníaco e utilizado em adubos (sob a forma de sais de amónio e nitratos) e no fabrico de nylon.
A Síntese da Acido Sulfúrico
O Ácido Sulfúrico é um composto químico inorgânico, cuja fórmula é H2SO4. É um líquido incolor, viscoso e oxidante, pouco volátil, seu Ponto de Ebulição é 338°C e densidade 1,84g/cm3. É extremamente solúvel em água, porém, isto deve ser feito com muita cautela, sempre despejando o ácido na água e não o contrário, pois se isto não for seguido, seus vapores são liberados agressivamente, podendo causar queimaduras graves no corpo do operador ou de alguém próximo.
Produzem-se por ano milhões de toneladas de H2SO4. São tão variadas as suas aplicações que a quantidade anual consumida por um determinado país se pode tomar como do seu desenvolvimento tecnológico.
Sua produção se dá por meio de um processo denominado catalítico ou de contato, onde o primeiro passo é a queima do enxofre, onde há a liberação de dióxido de enxofre (SO2). Posteriormente, este gás é oxidado, formando o trióxido de enxofre (SO3), que, por fim, sofre uma reação com a água, formando então uma solução aquosa de ácido sulfúrico, conforme mostrado pelas etapas de tratamento abaixo:
1ª Etapa:
S(S) + O2 → SO2 (g)
2ª etapa:
2 SO2 (g) + O2 → 2 SO3
3ª etapa:
SO3(g) + H2O (l)→ H2SO4(L)
O equibrio e fravorecido no sentido de aumento da pressão e diminuição da temperatura porque mas uma vez é necessário chegar a a uma solução de compromisso entre extensão, velocidade e economia do processo. A reacção efectua-se entre 430 e 500ºC a pressão proxima.
Utiliza-se prncipalmente na preparação de compostos organicos como: adubos, detergentes, tintas, fibras, corantes, na metarlugia, plasticos e na refinaria de petroleo.
Sintese do Acido Carbonico ou Bicarbonato
Bicarbonatos são sais que contêm o anião HCO3-. Quimicamente são resultantes de uma reacção de salificação parcial.
O bicarbonato mais importante é o bicarbonato de sódio. Devido a sua solubilidade relativamente baixa, é um intermediário no processo de obtenção do carbonato de sódio, segundo Ernest Solvay.
Os bicarbonatos se encontram em equilíbrio com carbonatos, água e CO2. Este equilíbrio intervém em muitos processos naturais e artificiais. O corpo emprega catalisadores de zinco para que este se produza mais rapidamente e para facilitar, deste modo, a respiração.
O fato de o bicarbonato de cálcio (Ca (HCO3) 2) ser mais solúvel do que o carbonato de cálcio (CaCO3) é importante em geoquímica.
Por tratar-se de sais derivados de um ácido fraco, os bicarbonatos têm carácter básico. Em água, hidrólise, produzindo uma base mais forte. Para os bicarbonatos, a nomenclatura mais usada é: Bicarbonato de elemento ligado ao anião.
São empregados em extintores de incêndio. Também eficazes no combate de doenças estomacais, mais especificamente o excesso de secreção de ácido clorídrico.
Sistemas Biológicos
O principio de Le Chatelier e largamente na aplicação das alterações de equilibrios nos organismos vivos.
Caríe dentária
A cárie dentária pode ser definida como uma destruição localizada dos tecidos dentais causados pela acção das bactérias. A desmineralização dos tecidos dentais (esmalte, dentina ou cemento) é causada por ácidos, especialmente o ácido láctico, produzido pela fermentação bacteriana dos carbohidratos da dieta, geralmente a sacarose. A baixa do pH ocasiona dissolução do esmalte e transporte do cálcio e fosfato para o meio ambiente bucal.
É uma doença transmissível e infecciosa de origem bacteriana. As bactérias que se encontram normalmente na boca transformam os restos de alguns alimentos em ácidos; tais ácidos, (láctico, acético, butírico, propiônico, etc.) formados por um processo de fermentação, atacam os tecidos mineralizados do dente.
O processo de destruição do dente envolve dissolução da fase mineral, que consiste principalmente em cristais de hidroxiapatita, por ácidos orgânicos produzidos pela fermentação bacteriana.
Sistemas geológico
Os sistemas geológicos são deslocamentos do equilíbrio químico a sistema com por exemplo as estalactites e estalagmites em grutas
Estalactites
Se formam em rochas sedimentares que originam no tecto de uma caverna ou gruta crescendo para baixo em direcção da gruta ou caverna, pela precipitação de carboneto de cálcio arrastado pela água que goteja do tecto e frequentemente apresentam uma forma tubular ou cónica.
Estalagmites
São formações que crescem a partir do chão e quem vão em direcção ao tecto formadas pela precipitação de carboneto de cálcio arrastado pela água que goteja de uma superfície superior. São frequentemente vistas em cavernas e grutas podem ser encontradas imóveis porque possuem cálcio na composição do material construtivo.
Conclusão
Após varias pesquisas feitas podemos assim concluir que não reacção química se não ouver um certo equilíbrio químico isto devendo se a acção que os catalisadores empreendam sobre os reagentes.
Vimos também que o equilíbrio químico assim como o principio de Le Chatelier são muitos precisos em vários sectores tais como na medicina e mineira.
Bibliografia
Porto editora, Correa, Carlos- Química 10ª classe
Pt.wikipedia.org
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