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Henri Louis Le Chatelier

Engenheiro metalúrgico e química, nasceu na França, em 1850 e faleceu em 1936. Foi professor na escola de Minas de Paris (1877) e na Universidade de Paris (1908). Grande autoridade em metalurgia, metalurgia, cimentos, vidros, combustíveis e explosivos, publicou vários livros sobre esses assuntos.

Em 1895, projetou o maçarico acetilênico. Sempre procurou mostrar a necessidade da união entre a Química pura e a aplicada, na resolução de problemas industriais.

Estudando o andamento das reações, percebeu que era possível prever o sentido de deslocamento dos equilíbrios químicos, criando então a afirmativa que hoje é conhecida como Lei ou Princípio de Le Chatelier (1888).

Fonte: www.alexquimica.com.br

Henri Louis Le Chatelier

Engenheiro metalúrgico e químico, nasceu na França, em 1850 e faleceu em 1936.

Foi professor na escola de Minas de Paris (1877) e na Universidade de Paris (1908).

Grande autoridade em metalurgia, cimentos, vidros, combustíveis e explosivos, publicou vários livros sobre esses assuntos.

Em 1895, projetou o maçarico acetilênico.

Sempre procurou mostrar a necessidade da união entre a Química pura e a aplicada, na resolução de problemas industriais.

Fonte: www.cq.ufam.edu.br

Henri Louis Le Chatelier

HLe Chatelier
Henri Louis Le Chatelier

Engenheiro metalúrgico e químico francês nascido em Paris, conhecido pela descoberta da lei do equilíbrio químico (1888).

Tornou-se professor na escola de Minas de Paris (1877) e, estudando o andamento das reações, percebeu que era possível prever o sentido de deslocamento dos equilíbrios químicos, criando então a afirmativa que hoje é conhecida como Lei ou Princípio de Le Chatelier ou do equilíbrio químico.

Projetou o maçarico acetilênico (1895) e passou a ensinar na Universidade de Paris (1908) .

Desenvolveu um pirômetro óptico e equipamentos para linhas férreas.

Tornou-se uma celebridade internacional em metalurgia, cimentos, vidros, combustíveis e explosivos, e publicou vários livros sobre esses assuntos e morreu em Miribel-les-Échelles, França.

Sempre procurou mostrar a necessidade da união entre a Química pura e a aplicada, na resolução de problemas industriais.

Fonte: www.dec.ufcg.edu.br

Henri Louis Le Chatelier

Engenheiro químico e metalúrgico, nasceu na França, em 1850. Foi professor da Escola de Minas de Paris em 1877, e na Universidade de Paris em 1908. Era uma grande autoridade em metalurgia, metalografia, cimentos, vidros, combustíveis e explosivos (tudo isso sendo uma pessoa só!), publicando vários livros sobre todos esses assuntos.

Em 1895, Le Chatelier projetou o maçarico oxiacetilênico. Procurou sempre mostrar a extrema necessidade da união entre a química pura para a aplicada, na resolução de problemas industriais.

Ao estudar o andamento das reações, Le Chatelier percebeu que era possível prever o sentido do deslocamento dos equilíbrios químicos, criando a afirmativa que hoje é conhecida como“Lei de Le Chatelier”, que possui o seguinte enunciado: “Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, com o objetivo de anular a ação esse fator, e procura atingir um novo estado de equilíbrio.”.

Henry Le Chatelier faleceu em sua terra natal em 1936.

Fonte: quimica.net

Henri Louis Le Chatelier

Químico-físico francês nascido em Paris a 8 de Outubro de 1850 e falecido a 17 de Setembro de 1936 em Miribel-les-Eschelles, Isère, França.

Estudou no Collège Rollin, na École Polytechnique e ficou professor, em 1877, da Escola de Minas, em Paris. Foi professor de Química geral no Collège de France de 1898 até 1925.

Em 1884 Le Châtelier enunciou a Lei do Equilíbrio Móvel, também conhecida como Princípio de Le Châtelier, que afirma que "quando um sistema em equilíbrio é perturbado, por variação de concentração, de pressão total, ou de temperatura, a alteração que nele se opera é de molde a reduzir o efeito imediato daquela perturbação. Com base neste princípio uma indústria pode, por exemplo, prever, com antecedência, a quantidade de uma substância que deseja produzir.

Le Châtelier inventou também o pirómetro óptico, um instrumento que mede a temperatura por observação da cor dos corpos. Este instrumento é muito usado em cerâmica, metalurgia e noutros campos para medir a temperatura de fornos.

Fonte: nautilus.fis.uc.pt

Henri Louis Le Chatelier

Henri Louis Le Chatelier nasceu na França, em 1850.

Ele era químico e inventou um aparelho chamado pirômetro óptico, que serve para medir a temperatura de um sistema aquecido, a partir da detecção de radiações emitidas (radiação infravermelho) por este sistema.

Le Chatelier, em 1884, enunciou a lei de equilíbrio móvel, também conhecida como Princípio de Le Chatelier, que afirma: “Se um sistema em equilíbrio é perturbado, por uma pequena variação externa de pressão, temperatura, ou concentração, ele tende a voltar para o estado de equilíbrio, ou seja, o sistema tende a minimizar a influência externa e volta para o estado de equilíbrio”.

Le Chatelier morre em 1936.

Fonte: www.quiprocura.net

Henri Louis Le Chatelier

1850 - 1936

Le Châtelier
Henri Louis Le Châtelier

Henri Louis Le Châtelier, foi um químico e metalurgista francês, nascido no dia 8 de Outubro de 1850 em Paris. Contribuíu significativamente para o desenvolvimento da termodinâmica e ficou conhecido pela descoberta da lei do equilíbrio químico (no ano de 1888).

Formado na Escola politécnica de França e na École des Mines em Paris, ensinou química sucessivamente na École des Mines, no Collège de France e na Sorbonne (1878-1925) e tornou-se inspector geral de minas em 1907.

Formulou o denominado Princípio de Le Châtelier (1888), sobre relações entre variações de temperatura e pressão. Também trabalhou com calor específico em gases a altas temperaturas e métodos de medição de temperaturas.

Promoveu a aplicação de química na indústria francesa, especialmente na produção de amoníaco, cimento, aço e cerâmica.

Entre os livros que publicou, destacaram-se Science and Industry (1925) e Method in the Experimental Sciences (1936).

Morreu em Miribel-les-Eschelles, Isère, França, e além das contribuições para a metalurgia e cerâmica, desenvolveu ainda equipamentos para linhas férreas.

Fonte: www.explicatorium.com

Henri Louis Le Chatelier

1850 - 1936

Engenheiro metalúrgico e químico, nasceu na França.

Foi professor na Escola de Minas de Paris (1877) e na Universidade de Paris (1908).

Grande autoridade em metalurgia, metalografia, cimentos, vidros combustíveis e explosivos, publicou vários livros sobre esses assuntos.

Em 1895, projetou o maçarico acetilênico.

Estudando o andamento das reações, percebeu que era possível prever o sentido de deslocamento dos equilíbrio químicos, criando então a afirmativa que hoje é conhecida como Lei ou Princípio de Le Chatelier (1888).

Fonte: quimicasolucionada.com

Henri Louis Le Chatelier

Le Châtelier
Henri Louis Le Châtelier

Henri Louis Le Châtelier (8 de outubro de 1850, Paris – 17 de junho de 1936, Miribel-les-Èchelles, em Isère) foi um químico e metalurgista francês que contribuiu significativamente para o desenvolvimento da termodinâmica e conhecido pela descoberta da lei do equilíbrio químico (1888).

Formado na École Polytechnique e na École des Mines em Paris, ensinou química sucessivamente na École des Mines, no Collège de France e na Sorbonne (1878-1925) e tornou-se inspetor geral de minas (1907). Formulou o denominado Princípio de Le Châtelier (1888), sobre relações entre variações de temperatura e pressão. Também trabalhou com calor específico em gases a altas temperaturas e métodos de medição de temperaturas. Promoveu a aplicação de química na indústria francesa, especialmente na produção de gás amônia, cimento, aço e cerâmica. Entre seus livros destacaram-se Science and Industry (1925) e Method in the Experimental Sciences (1936). Morreu em Miribel-les-Eschelles, Isère, França, e além das contribuições para a metalurgia e cerâmica, desenvolveu ainda equipamentos para linhas férreas, um pirômetro óptico.

Fatores que afetam o equilíbrio químico

Influência da concentração

Supondo o equilíbrio:

N2(g) + 3H2(g) <==> 2Nh2(g)*

Se tivermos colocado N2, H2 e Nh2 em um recipiente mantido à temperatura constante e que seja esperado até que o sistema atinja o equilíbrio. Será medido em seguida a concentração de equilíbrio de cada uma das três substâncias. Seqüencialmente, o equilíbrio será perturbado adicionando N2 no recipiente. A concentração de cada substância mostra ser constante à esquerda do gráfico: o sistema está em equilíbrio. Repentinamente, a concentração de N2 aumenta, quando maior quantidade é adicionada ao recipiente. A concentração de N2 e de H2 imediatamente começou a diminuir, ao mesmo tempo a concentração de Nh2 começou a aumentar. Estas mudanças ocorrem quando falamos que o equilíbrio "foi deslocado para a direita".

N2(g) + 3H2(g) <==> 2Nh2(g)*

Estas mudanças continuam, entretanto a velocidade diminui gradualmente, até que o sistema novamente restabelece um estado de equilíbrio, após o qual a concentração de um permanece constante.

Neste experimento, parte da quantidade de N2 adicionada é consumida no deslocamento do equilíbrio, assim, o efeito da adição (aumento na concentração) é parcialmente compensado. Em outras palavras, o ajuste do sistema tende a minimizar o efeito de adição de N2, como prevê o princípio de Le Châtelier. Nota-se, entretanto, a mudança nas grandezas relativas da concentração, que ocorre após a adição de N2. Estas mudanças estão na proporção de 1:3:2 (de [N2] para [H2] e para [Nh2], o que está em concordância com a estequiometria da reação.

N2(g) + 3H2(g) <==> 2Nh2(g)*

Um aumento na concentração dos reagentes ou uma diminuição na concentração dos produtos desloca o equilíbrio para a direita.

Uma diminuição da concentração dos reagentes ou um aumento da concentração dos produtos desloca o equilíbrio para a esquerda.

Influência da pressão

A resposta dada por um sistema em equilíbrio à adição ou remoção de um componente é mais uma resposta à mudança de concentração do que uma variação de quantidade. Para confirmar esta afirmação, considere novamente o equilíbrio:

N2(g) + 3H2(g) <==> 2Nh2(g)*

Se repentinamente for diminuído o volume do recipiente à temperatura constante, as quantidades de N2, H2 e Nh2 não são imediatamente afetadas, entretanto, as concentrações aumentam. Neste caso, o equilíbrio se desloca para a direita; é formado mais Nh2, e menos N2 e H2 estarão presentes depois de restabelecido o equilíbrio. A resposta do sistema deve estar vinculada à concentração. De que maneira o princípio de Le Châtelier explica a formação de mais Nh2 neste equilíbrio? O equilíbrio é deslocado para a direita porque assim será reduzido o número total de moléculas, e portanto, a pressão total no recipiente. A diminuição do volume de uma mistura de gases aumentará a pressão total (Lei de Boyle). Neste caso, porém, o aumento de pressão é minimizado pela diminuição do número de moléculas de gás. Note, entretanto, que depois do equilíbrio ser restabelecido, embora esteja presente mais Nh2 e menos H2 e N2, as concentrações de todos os três aumentaram, como consequência da diminuição de volume do recipiente.

Nem sempre uma variação no volume do recipiente provocará um deslocamento no equilíbrio num sistema gasoso em equilíbrio. Por exemplo no equilíbrio:

2HI(g) <==> H2(g) + I2(g)*

o número de moléculas de gás é igual nos dois lados da equação, o sistema em equilíbrio não responde a uma diminuição de volume, à temperatura constante. Neste caso não existe mecanismo para minimizar o aumento de pressão, portanto, nenhum deslocamento é produzido pela variação de volume do recipiente. A variação da pressão também não exerce influência sobre os equilíbrios não-gasosos.

Um aumento na pressão do sistema desloca a reação para o lado que tiver menos moléculas.

Uma diminuição na pressão do sistema desloca o equilíbrio para o membro que tiver mais moléculas.

O que acontece a um equilíbrio se for aumentada a pressão total por meio da adição de um gás inerte ao recipiente? Neste caso, pode-se esperar que o equilíbrio se desloque na direção em que existem menos moléculas, mas não é o que ocorre. Isto é explicado pelo fato das concentrações de N2, H2 e Nh2 não serem afetadas pela adição de um gás inerte, já que o volume do recipiente é mantido constante.

Influência da temperatura

Agora será considerada a influência de mudanças de temperatura sobre um sistema em equilíbrio. O princípio de Le Châtelier prevê que um aumento de temperatura favorece um reação endotérmica. A formação de amônia a partir de seus elementos é uma reação exotérmica.

N2(g) + 3H2(g) <==> 2Nh2(g)* ?H = -92,2 kJ

o que poderia ser rescrito como

N2(g) + 3H2 <==> 2Nh2(g)* + 92,2 kJ

Assim, a reação à direita é exotérmica e a da esquerda é endotérmica. A adição de calor a este equilíbrio causa uma deslocamento para a esquerda. A reação endotérmica (para a esquerda) consome parte do calor adicionado para produzir mais N2 e H2 a partir de Nh2, e desta maneira a temperatura aumenta menos do que se poderia esperar. A temperaturas mais altas, as concentrações de equilíbrio de [N2] e [H2] são maiores e a de [Nh2] é menor. Com a diminuição da temperatura há uma inversão de todos os efeitos citados, uma vez que é favorecida a reação exotérmica. É produzido calor que compensa parcialmente aquele retirado do sistema.

Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica.

Uma diminuição na temperatura desloca o equilíbrio em direção à reação exotérmica.

Catalisador

Catalisador desloca o equilíbrio? Não pois o catalisador aumenta igualmente a velocidade da reação direta e da inversa, porque ele produz a mesma diminuição na energia de ativação das duas reações. Assim, o catalisador não altera o estado de equilíbrio, mas só a velocidade da reação. Também não devemos esperar obter mais produtos em uma reação com catalisador que em uma sem.

Fonte: pt.wikipedia.org

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