BIOLOGIA

Princípio de Le Chatelier
Princípio de Le Chatelier: quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força.

Alterações da acidez e basicidade agem como forças externas em equilíbrios químicos. O sistema precisa então se deslocar para amenizar os efeitos dessa força. Vejamos um exemplo de fator que pode alterar o equilíbrio de um sistema, a concentração.

2 CrO2-4 (aq) + 2 H+ (aq) ↔ CrO2-7 (aq) + H2O (l)

Se adicionarmos algumas gotas de limão (solução ácida) neste equilíbrio, ele irá se deslocar para a direita ou para a esquerda e favorecer a formação de um dos produtos.
Isso porque através desta ação aumentamos a quantidade de íons H+ em um dos membros da equação. Se isso ocorre nos reagentes à esquerda, o equilíbrio se desloca para a direita, para se equilibrar.

A reação pode ser revertida se adicionarmos uma solução básica de NaOH ao sistema. A presença de íons OH- consome os íons H+ e o equilíbrio se desloca para a esquerda.

Conclusão: Quando a concentração de íons (CrO2-7) prevalece, o equilíbrio se desloca para esquerda. Se a concentração de íons (CrO 2-4) prevalecer, o equilíbrio se desloca para a direita.

Síntese da Amônia
Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro trabalho sugerindo a possibilidade técnica da síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. Dez anos depois ele ganharia o Prêmio Nobel de Química por esta descoberta.
Dois anos após o artigo inicial, em 1910, a empresa Basf comprou sua patente. Carl Bosch, engenheiro metalúrgico da empresa, transformou a possibilidade teórica prevista por Haber em uma realidade prática. Os aperfeiçoamentos renderiam a Bosch o mesmo Prêmio Nobel de Química em 1931.
O proceso de Haber é uma reação entre o nitrogênio e o hidrogênio para produzir amoníaco.
Esta reação é catalisada com o ferro, sob as condições de 200 atmosferas de pressão e uma temperatura de 450ºC.:
N2(g) + 3H2(g)