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Equilíbrio Químico Controlo da Produção Industrial de Amoníaco

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Equilíbrio Químico

Controlo da Produção

Industrial de Amoníaco

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Reações completas

• Combustão do carvão

C (s) + O2 (g) CO2 (g)

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Reações completas

• Reação do Ácido clorídrico com o Magnésio

2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g)

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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.

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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)

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Reações Reversíveis

• Reação do Iodo com o Hidrogénio

I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)

Violeta Incolor Incolor

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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

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Equilíbrio Químico

• Equilíbrio dinâmico – as velocidades das reações direta e

inversa são iguais;

• Não há alteração das propriedades macroscópicas do

sistema.

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Equilíbrio Químico

• Início - Reacção directa

• Após algum tempo – Reação Inversa

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Equilíbrio Químico

• Após atingir o equilíbrio químico - velocidades das reações

direta inversa são iguais.

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Equilíbrio Químico

• As concentrações de reagentes e produtos

mantêm-se constantes.

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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,…)

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Equilíbrio Químico

Equilíbrio

químico

Rapidez da reação Concentração

Direta Inversa Reagentes Produtos

Antes Diminui Aumenta Diminui Aumenta

Após São iguais São constantes

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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.

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Equilíbrio Químico

Amoníaco

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

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Equilíbrio Químico

Amoníaco

• Há uma infinidade de estados de equilíbrio que se podem

obter a partir das diferentes concentrações iniciais.

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Constante de Equilíbrio, Kc

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)

???

???

???

???

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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.

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Constante de Equilíbrio, Kc

a A + b B c C + d D

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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.

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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.

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Relações entre constantes de equilíbrio

3- Combinação de reações químicas

Se uma

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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.

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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

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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

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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.

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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)

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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

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Quociente da reação

Reagentes Equilíbrio Reagentes

Produtos Produtos

Qc

Kc Qc Kc Qc Kc

Sentido

da reação Sentido

da reação

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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

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Kc e Temperatura

• Decomposição do carbonato de cálcio

T aumenta Kc aumenta Reação endotérmica

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Kc e Temperatura

• Síntese do amoníaco

T aumenta Kc diminui Reação exotérmica

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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???

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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).

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1- Variação da concentração

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1- Variação da concentração

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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

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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.

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2- Variação da pressão

N2O4(g) 2NO2(g)

Incolor Castanho

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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.

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3- Variação da temperatura

N2O4(g) 2NO2(g) H = + 58,1kJ

Incolor Castanho

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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

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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.

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Processo de Haber- Bosch

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Condições de pressão

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Processo de Haber- Bosch

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0

Condições de Temperatura

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Processo de Haber- Bosch

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0

Condições

de

Temperatura

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Processo de Haber- Bosch

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) , H 0

Uso de catalisadores

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Processo de Haber- Bosch

Uso de catalisadores

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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.