equilíbrio químico -...
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Equilíbrio Químico
Controlo da Produção
Industrial de Amoníaco
Reações completas
• Combustão do carvão
C (s) + O2 (g) CO2 (g)
Reações completas
• Reação do Ácido clorídrico com o Magnésio
2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g)
Reações completas
• Os reagentes transformam-se para formar produtos da reação;
• Há esgotamento de pelo menos um dos reagentes;
• No estado final existem:
- Apenas produtos da reação, se os reagentes estiverem em
proporções estequiométricas;
- Produtos da reação e reagentes, quando em excesso.
Reações Irreversíveis
• Reação do Ácido clorídrico com o Magnésio
• Em sistema fechado,
os produtos em contacto,
não originam os reagentes.
2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g)
Reações Reversíveis
• Reação do Iodo com o Hidrogénio
I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)
Violeta Incolor Incolor
Reações Reversíveis
• Reação do Iodo com o Hidrogénio
I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)
Violeta Incolor Incolor
• Atinge-se o equilíbrio químico.
Reação direta ou
sentido direto da
reação
Transformação
representada na equação
química com a seta a
apontar para a direita:
Reagentes do lado
esquerdo e produtos da
reação do lado direito
Reação inversa ou
sentido inverso da
reação
Transformação
representada na equação
química com a seta a
pontar para a esquerda:
Produtos da reação do
lado esquerdo e
reagentes do lado direito
Equilíbrio Químico
• Equilíbrio dinâmico – as velocidades das reações direta e
inversa são iguais;
• Não há alteração das propriedades macroscópicas do
sistema.
Equilíbrio Químico
• Início - Reacção directa
• Após algum tempo – Reação Inversa
Equilíbrio Químico
• Após atingir o equilíbrio químico - velocidades das reações
direta inversa são iguais.
Equilíbrio Químico
• As concentrações de reagentes e produtos
mantêm-se constantes.
Equilíbrio Químico
A reação direta e a reação
inversa continuam a ocorrer
com igual velocidade.
As concentrações das
substâncias presentes
mantêm-se constantes.
Não há mudanças observáveis
nas propriedades do sistema
(cor, pressão, temperatura,…)
Equilíbrio Químico
Equilíbrio
químico
Rapidez da reação Concentração
Direta Inversa Reagentes Produtos
Antes Diminui Aumenta Diminui Aumenta
Após São iguais São constantes
Equilíbrio Químico
• Equilíbrio Homogéneo
I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)
Os constituintes do sistema encontram-se todos na mesma
fase.
• Equilíbrio Heterogéneo
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Os constituintes do sistema encontram-se em diferentes fases.
Equilíbrio Químico
Amoníaco
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Equilíbrio Químico
Amoníaco
• Há uma infinidade de estados de equilíbrio que se podem
obter a partir das diferentes concentrações iniciais.
Constante de Equilíbrio, Kc
CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)
???
???
???
???
Constante de Equilíbrio, Kc
A + B C + D
Lei do Equilíbrio Químico (ou Lei da Ação das Massas)
Foi estabelecida pelos cientistas noruegueses Cato Guldberg
e Peter Waage em finais do século XIX.
Constante de Equilíbrio, Kc
a A + b B c C + d D
Relações entre constantes de equilíbrio
1- Reações inversas
Se duas reações químicas forem inversas uma da outra, as suas
constantes de equilíbrio também são inversas uma da outra.
Relações entre constantes de equilíbrio
2- Reações com coeficientes estequiométricos múltiplos
Se os coeficientes estequiométricos de uma equação química
forem multiplicados por um valor n, a constante de equilíbrio
referente à nova equação é igual à inicial elevada ao expoente n.
Relações entre constantes de equilíbrio
3- Combinação de reações químicas
Se uma
Relações entre constantes de equilíbrio
3- Combinação de reações químicas
Se uma equação química puder ser expressa como a soma
de duas ou mais equações químicas, a constante de
equilíbrio da reação global é igual ao produto das
constantes de equilíbrio das reações parciais.
Kc e extensão da reação
1- Síntese do Cloreto de Hidrogénio
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) Kc (25 °C) = 3,8 x 1033
Se K 1 os reagentes têm muita tendência para reagirem.
Reagentes
Produtos
Kc e extensão da reação
2- Síntese do Monóxido de Azoto
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) Kc (25 °C) = 1,0 x 10-30
Se K 1 os reagentes não têm tendência para reagirem.
Reagentes
Produtos
Valor de
Kc muito
grande
Valor de
Kc muito
pequeno
Kc e extensão da reação
10-3 1 103
Concentrações
apreciáveis de
reagentes e produtos na
mistura reaccional em
equilíbrio.
A reação é
quase completa.
A reação quase
não se dá.
Kc e extensão da reação
aA + bB cC + dD
beae
de
ce
cBxA
DxCK
Kc Numerador
(produtos)
Denominador
(reagentes)
Grau de conversão
de reagentes em
produtos(extensão
da reação
Kc1 Valor elevado Valor baixo Elevado (reação
muito extensa)
Kc1 Valor baixo Valor elevado Baixo (reação pouco
extensa)
Kc 1 Valor médio Valor médio Intermédio (extensão
intermédia)
Quociente da reação
• Para a transformação: aA + bB cC + dD o
quociente da reação é:
, sendo os valores das
concentrações medidos num instante qualquer.
Síntese do amoníaco
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
T=350ºC, Kc = 5,355
Se C = 0,2mol.dm-3, para todos os componentes em que
sentido irá evoluir a reação?
ba
dc
cBxA
DxCQ
Quociente da reação
Reagentes Equilíbrio Reagentes
Produtos Produtos
Qc
Kc Qc Kc Qc Kc
Sentido
da reação Sentido
da reação
Quociente da reação
Qc Sentido Favorece Denominador
(Reagentes)
Numerador
(Produtos)
QcKc Aumenta
até
igualar Kc
Direto Formação
de produtos
Diminui Aumenta
QcKc Diminui
até
igualar Kc
Inverso Formação
de
reagentes
Aumenta Diminui
Qc=Kc Não varia Equilíbrio Velocidades
iguais
Constante Constante
Kc e Temperatura
• Decomposição do carbonato de cálcio
T aumenta Kc aumenta Reação endotérmica
Kc e Temperatura
• Síntese do amoníaco
T aumenta Kc diminui Reação exotérmica
Principio de Le Chatelier
Se a um sistema em equilíbrio se causa uma
perturbação este vai reagir evoluindo no sentido de
contrariar essa perturbação.
Que perturbação???
1- Variação da concentração
(a)Solução de nitrato de ferro (III) ;
(b)Solução de tiocianato de sódio;
(c)Solução contendo iões tiocianato de ferro (III).
1- Variação da concentração
1- Variação da concentração
1- Variação da concentração
Perturbação provocada Reação do sistema
Aumento da concentração de
um reagente
Evolui no sentido direto
Aumento da concentração de
um produto
Evolui no sentido inverso
Diminuição da concentração
de um reagente
Evolui no sentido inverso
Diminuição da concentração
de um produto
Evolui no sentido direto
2- Variação da pressão
À mesma temperatura e para
o mesmo número de
partículas, quanto menor o
volume ocupado pelo gás,
maior será a pressão
exercida por este.
2- Variação da pressão
N2O4(g) 2NO2(g)
Incolor Castanho
2- Variação da pressão
Aumento da pressão Diminuição da pressão
O sistema vai evoluir no
sentido da reação que origina
o menor número de moléculas
de componentes gasosos.
O sistema vai evoluir no
sentido da reação que origina
maior número de moléculas
de componentes gasosos.
3- Variação da temperatura
N2O4(g) 2NO2(g) H = + 58,1kJ
Incolor Castanho
3- Variação da temperatura
Aumento de
temperatura
Absorção de energia
pelo sistema
O sistema evolui no sentido
da direção endotérmica
Diminuição de
temperatura
É retirada energia do
sistema
O sistema evolui no sentido
da direção exotérmica
Processo de Haber- Bosch
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Condições de concentração
• Aumentando a quantidade de azoto (N2), reagente
mais barato, aumenta o rendimento da reação.
Processo de Haber- Bosch
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Condições de pressão
Processo de Haber- Bosch
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0
Condições de Temperatura
Processo de Haber- Bosch
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0
Condições
de
Temperatura
Processo de Haber- Bosch
N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0
Uso de catalisadores
Processo de Haber- Bosch
Uso de catalisadores
Processo de Haber- Bosch
Condições economicamente aceitáveis para produzir
amoníaco:
1- Pressão de 200 a 600 atm;
2- Temperatura de 450oC;
3- Catalisadores (uma mistura de Fe, K2O e Al2O3).
Atinge um rendimento de aproximadamente 50%;
O método permite ainda que as sobras de N2 e H2 sirvam para
produzir mais amoníaco.