1.4. Produção Industrial do Amoníaco
Reversibilidade das Reacções químicas
1. Reacção irreversível
( mesmo em sistema fechado)
A + B→ C + D
A→B
HCl(aq)+ Mg (s) → MgCl2(aq)+ H2 ( g)
2. Reacção reversível
A↔B
A+B ↔ C+D
Coexistem:- reacção directa (A + B → C + D)
-a reacção inversa (C + D → A + B)
}
ocorrem em
simultâneo
Exemplos:
Síntese do amoníaco:
N2 (g)+ 3H2 (g) ↔ 2 NH3 ( g)
Síntese do iodeto de hidrogénio:
H2 (g)+ I2 (g) ↔ 2 HI( g)
GRÁFICOS:
- Identificar se a reacção é reversível ou irreversível.
- Saber se um sistema atinge o estado de equilíbrio.
Reacções Reversíveis e equilíbrio químico
H2 (g)+ I2 (g) ↔ 2 HI( g), T= 450ºC
Síntese do iodeto de hidrogénio:
Incolor
violeta
incolor
vaso reactor
(retirou o ar)
OBSERVAÇÃO num ∆t:
√ A cor violeta inicial fica cada vez menos intensa até que, a partir de certa
altura, a cor sofre uma estabilização. A cor violeta torna-se menos intensa
porque vai existindo consumo de iodo gasoso.
√A reacção não foi completa ( se fosse, a cor violeta desapareceria)
√As concentrações de todas as espécies químicas presentes no sistema
reaccional são constantes, a partir da altura em que a cor estabilizou.
√A reacção não terminou. Diz-se que o equilíbrio químico foi atingido.
O que é o equilíbrio químico?
Características de um estado de equilíbrio
1. É condição cinética de equilíbrio químico:
Velocidade
da Reacção Directa
No início:
= Velocidade
da Reacção Inversa
No prosseguimento da reacção:
Velocidade da Reacção directa → máxima
Velocidade da Reacção directa → diminui
Velocidade da Reacção inversa → nula
Velocidade da Reacção inversa → aumenta
1.1. É uma reacção incompleta
continua a ocorrer a reacção directa e a
reacção inversa com a mesma velocidade.
Os reagentes formam produtos e, por sua vez, estes formam de novo reagentes.
Ocorre o equilíbrio dinâmico.
1.2. As concentrações das substâncias presentes mantêm-se indefinidamente
constantes.
1.3. As propriedades macroscópicas mensuráveis do sistema (cor, concentração,
pressão, volume temperatura e outras) não variam com o tempo.
H2 (g)+ I2 (g) ↔ 2 HI( g)
Equilíbrio químico
Concentrações (mol/l)
Não equilíbrio
[HI]
[I2]
[H2]
Tempo (s)
Variação da concentração com o tempo (H2 + I2 ↔ 2 HI)
te
[SO2]
GRÁFICOS: Conhecer
[O2]
- as concentrações iniciais do sistema
reaccional - símbolo c( SO3) = [SO3]
[SO3]
- as concentrações presentes no equilíbrio,
comparando as extensões das reacções
directa e inversa. símbolo [SO3]e ; [SO2]e
[O2]e
EXEMPLO:
2SO3 (g) ↔ O2 (g) + 2SO2 (g)
Espécies químicas
SO3
O2
SO2
C
inicial
( mol dm-3)
0,400
0,000
0,000
C
equilíbrio
( mol dm-3)
0,056
0,172
0,344
2. Um estado de equilíbrio atinge-se em sistema fechado/isolado.
3. Um estado de equilíbrio atinge-se espontaneamente e é independente do
sentido em que a reacção se processa.
4. Um estado de equilíbrio reage reversivelmente a perturbações exteriores
(Princípio de Le Chatelier)
Em sistema Aberto: As concentrações dos reagentes e produtos se mantêm
constantes
o sistema está em estado estacionário
EXEMPLO: Formação e decomposição do ozono na estratosfera
- Formação do ozono:
2O* (g)+ 2O2 (g) ↔ 2 O3 ( g)
- Decomposição do ozono: O3 ( g) + energia ↔ O2 (g) + O* (g)
O3 ( g) + O* (g) ↔ 2O2 (g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
1. Equilíbrio químico homogéneo: H2 (g)+ I2 (g) ↔ 2 HI( g) - síntese do iodeto de hidrogénio
(todas as espécies químicas na mesma fase)
2. Equilíbrio químico heterogéneo:NH4HS(s) ↔ NH3 ( g)+ H2S(g)–
(as espécies químicas em fases diferentes)
decomposição do
hidrogenossulfato de amónio
Lei da Acção das massas ou Lei de Gulberg -Waage
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC)
Para uma reacção química
a A(g)+ b B (g)+ .... ↔ c C (g)+ d D (g)+ ...
Lei de Gulberg-Waage:
“Num sistema em equilíbrio a uma determinada temperatura, é constante a razão
entre o produto das concentrações dos produtos da reacção e dos reagentes
elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos.”
Razão = constante de equilíbrio (KC)
Kc = __[C]ec_x_[D]ed__
[A]e a x [B]eb
sendo as concentrações medidas no equilíbrio.
Atenção:- não são as concentrações iniciais de reagentes e dos produtos
- os valores de KC são sempre adimensionais.
H2 (g)+ I2 (g) ↔ 2 HI( g)
EXEMPLO:
- constante de equilíbrio (KC )
Kc = __[HI]e2____
[H2]e x [I2]e
Atenção: Kc só inclui as espécies químicas no estado gasoso ou em solução. As
espécies químicas no estado sólido ou líquido têm concentrações
constantes e, por isso, são integradas na constante de equilíbrio.
Se a equação representada tiver coeficientes estequiométricos múltiplos ou
submúltiplos:
1/2H2 (g)+1/2 I2 (g) ↔ HI( g)
KC´´ =
[HI]e___
[H2]e1/2 x [ I2]e1/2
n- factor pelo qual se multiplica a
equação original
KC´´ = √ KC
KC´´ = KC n
- constante de equilíbrio da reacção inversa (KC´ )
KC´ =
[H2]e x [ I2]e
[HI]e
2
KC´ = 1/ KC
Exemplo:
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)
Efectuou-se um estudo quantitativo de 5 estados de equilíbrio, em que se
introduziu diferentes concentrações de ambos reagentes. (SO2 e O2). Ocorreu a
reacção e, uma vez atingido o equilíbrio, mediu-se as concentrações tanto dos
reagentes como dos produtos.
Concentrações iniciais (mol/L)
[SO2]
Exp 1
0,20
Exp 2
0,15
Exp 3
—
Exp 4
—
Exp 5
0,15
A expressão da Kc :
Concentr. equilíbrio (mol/L)
[O2]
[SO3]
[SO2]
[O2]
[SO3]
Kc
0,20
0,40
—
—
0,40
—
—
0,20
0,70
0,25
0,030
0,014
0,053
0,132
0,037
0,155
0,332
0,026
0,066
0,343
0,170
0,135
0,143
0,568
0,363
279,2
280,7
280,0
280,5
280,6
Kc = __[SO3]e2____
[SO2]e 2x [O2]e
Conclusão: o valor da constante de equilíbrio é praticamente constante.
Exercício A:
1.Escreva as expressões de KC para os seguintes equilíbrios químicos:
a) N2O4(g) ↔ 2 NO2(g);
b) 2 NO(g) + Cl2(g) ↔ 2 NOCl(g);
c) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g);
d) 2 NaHCO3(s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
tempo
concentração
KC > 105
concentração
concentração
Significado do valor de Kc
KC ≈ 100
tempo
KC < 10-2
tempo
Exemplo:
Num recipiente de 10 litros introduziu-se uma mistura de 4 moles de N2(g) e 12
moles de H2(g).
a) Escreva a reacção química do equilíbrio.
b) Num estado de equilíbrio observou-se que havia 0,92 moles de NH3(g),
determine as concentrações de N2 e H2 no equilíbrio e a respectiva constante Kc.
a) Equilíbrio:
N2(g)
Moles iniciais/ mol
+
4
3H2(g)
↔
12
2NH3(g)
0
Moles equilíbrio/mol 4-x
12-3x
+ 2x
Moles equilíbrio/mol
12-1,38=10,62
0,92
10,62= 1,062
0,92 = 0,092
[ ]e./mol dm-3
4-0,46=3,54
3,54 =0,354
10
n(NH3) = 0,92=2 x
V= 10L
10
10
n(H2) = 3x = 3x0,46 = 1,38 mol ;
x(NH3) = 0,92/2=0,46 mol
n(N2) = x = 0,46 mol
Kc = __[NH3]e2 = __0,00922___= 1,996 x 10 -2
[N2]ex [H2]e3
0,354 x 1 ,0623
Exercício B:
1. Num recipiente de 250 mL introduziu-se 3 g de PCl5 e ocorreu o equilíbrio
químico:
PCl5(g) ↔ PCl3 (g) + Cl2(g).
Sabendo que a constante de equilíbrio à temperatura em que ocorreu o equilíbrio
é 0,48, determine a composição do equilíbrio.
Como varia a constante de equilíbrio, KC ,com a temperatura?
Consultando uma tabela:
Reacção
KC
∆H
T/K
H2(g) + Cl2(g) ↔ 2 HCl(g)
∆H < 0
300
500
1000
Cl2(g) ↔ 2 Cl (g)
∆H > 0
1000
1200
∆H < 0
298
500
700
7,9 x 10 2
1,6 x 10 2
5,5 x 10 1
∆H > 0
800
1000
3,1 x 10 -5
3,1 x 10 -3
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
I2(g) ↔ 2 I(g)
4,0 x 10 31
4,0 x 10 18
5,1 x 10 8
1,2 x 10 -7
1,7 x 10
Reacção
∆H
Temperatura do
KC
Exotérmica
Endotérmica
∆H < 0
∆H > 0
aumenta
aumenta
diminui
aumenta
Temperatura do
sistema
aumenta
diminui
sistema
Equilíbrio
Reacção
desloca-se no
sentido da …
endotérmica
exotérmica
-5
A Extensão de uma reacção e o valor de Kc
O valor das constantes de equilíbrio:
- pode variar entre limites bastante grandes.
- é possível avaliar a extensão da reacção: Grau de conversão
reagentes → produtos
Exemplos:
A. H2(g) + Cl2(g) ↔2 HCl(g) ;
Kc (298 K) = 2,5 x 1033
A reacção é muito extensa. O equilíbrio encontra-se fortemente deslocado no sentido directo,
isto é, apenas se formam produtos.
Na realidade pode-se substituir o símbolo ↔ por →.
B. H2(g) + I2(g) ↔2 HI(g);
Kc (698 K) = 55,0
Se trata de um verdadeiro equilíbrio. Há concentrações apreciáveis tanto dos reagentes como
dos produtos.
C. N2 (g) + O2(g) ↔ 2 NO (g);
Kc (298 K) = 5,3 x 10–31
A reacção é pouco extensa. O equilíbrio encontra-se fortemente deslocado no sentido inverso,
isto é, apenas se formam regentes.
Reacção muito extensa
Kc elevado
K »1
Kc pequeno
K«1
O equilíbrio está muito
deslocado no sentido da
formação de produtos
Sentido
directo
O equilíbrio está muito
deslocado no sentido da
formação de reagentes
Sentido
inverso
QUOCIENTE DA REACÇÃO (Q)
Numa reacção química qualquer
a A(g)+ b B (g)+ .... ↔ c C (g)+ d D (g)+ ...
[C ]c × [D ]d
Q=
[ A]a × [B ]b
1. Tem a mesma fórmula que Kc
2. As concentrações que figuram na fórmula podem ou não ser as de equilíbrio.
KC
Q
Reagentes
Produtos
Equilíbrio
• Se Q = Kc
• Se Q < Kc
o sistema está em equilíbrio.
o sistema evolui predominantemente no sentido directo,
isto é, aumenta as concentrações dos produtos e diminuirá a concentração
dos reagentes até que Q fique igual a KC.
• Se Q > Kc
o sistema evolui predominantemente no sentido inverso,
isto é, aumenta as concentrações dos reagentes e diminuirá a concentração
dos produtos até que Q fique igual a KC.
Uma simulação de como varia as concentrações das diferentes substâncias no equilíbrio
químico e como Q tende para KC ,pode observar-se copiando o programa LeChat 2.1 de
http://nautilus.fis.uc.pt/wwwqui/equilibrio/port/eqq_lechat2.html.
Exemplo
Num recipiente de 3 litros introduziu-se 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 e 0,3
moles de I2 ,a 490ºC. Se Kc = 0,022 ,a 490ºC para a reacção química:
2 HI(g) →H2(g) + I2(g)
a) O sistema está em equilíbrio?
a)
0,3 0,3
×
[H2 ] × [I2 ]
3
3 = 0,25
=
Q=
2
2
[HI]
⎛ 0,6 ⎞
⎜ 3 ⎟
⎝
⎠
Como Q > Kc o sistema não se encontra em equilíbrio e a reacção progredirá no sentido
inverso.
b) Caso o sistema não esteja em equilíbrio, quantas moles de HI, H2 e I2 haverá
no equilíbrio?
b)
Equilíbrio:
2 HI(g)
Moles iniciais/ mol
0,6
0,6 + 2x
Moles equilíbrio/mol
Equilíbrio:
Moles iniciais/ mol
+
H2(g)
0,3
0,3
0,3 – x
0,3 – x
0,6 + 2 x
0,3 − x
0,3 − x
3
3
3
0,3 − x 0,3 − x
×
3
3
= 0,022
KC =
2
⎡ 0,6 + 2 x ⎤
⎢
⎥
3
⎣
⎦
conc. eq( mol / l )
Resolvendo a equação:
I2(g)
↔
x = 0,163 moles
2 HI(g)
I2(g)
↔
0,6
Moles equilíbrio/mol 0,6 + 2x 0,163
0,3
0,3 –0,163
R: n(HI) = 0,93 mol ; n(I2) = 0,14 mol ;
+
H2(g)
0,3
0,3 – 0,163
n(H2) = 0,14 mol
A professora
Conceição Alves