Alunos: André de Souza Almeida 14385
Beatriz Amaral Misson 14388
Temas Abordados no capítulo:
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Conceito de equilíbrio
O Processo de Haber
A constante de equilíbrio
Equilíbrios heterogêneos
Aplicações das constantes de equilíbrio
Princípio de Le Châtelier
Exemplos de equilíbrios
Conceito de Equilíbrio
Uma reação química pode atingir um estado no qual
o processo direto e inverso ocorrem à mesma
velocidade. Essa condição é chamada equilíbrio químico
e resulta da formação de uma mistura no equilíbrio de
reagentes e produtos da reação.
A composição de uma mistura no equilíbrio não
varia com o tempo.
Ao expressarmos as concentrações relativas dos
reagentes e produtos presentes nas misturas no equilíbrio,
usaremos para os gases pressões parciais e, para os solutos
usaremos as concentrações em quantidade de matéria.
No equilíbrio, para indicar que a reação prossegue tanto no sentido
direto quanto no inverso, usamos a seta dupla:
O Processo de Haber
O processo de Haber (também conhecido como
Processo Haber-Bosch) é uma reação entre nitrogênio e
hidrogênio para produzir amônia.
Esta reação é catalisada por ferro, sob as condições de
200 atmosferas de pressão e uma temperatura de 450ºC:
O processo foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch
em 1909. Foi usado pela primeira vez em escala industrial, na
Alemanha, durante a I Guerra Mundial, para a fabricação de
munição através da amônia produzida, que era oxidada para a
forma de ácido nítrico e este utilizado para a confecção de
explosivos de nitrogênio. Mais tarde esse processo possibilitou
também aos cientistas sintetizar fertilizantes, o que aumentou a
produção de grãos e salvou milhões de pessoas da inanição.
A Constante de Equilíbrio
A relação entre as concentrações dos reagentes e produtos de
um sistema em equilíbrio é dada pela Lei da Ação das
Massas.
Para uma equação de equilíbrio geral da forma
aA + bB
cC + dD
a expressão da constante de equilíbrio é escrita como segue:
Keq = [C]c x [D]d para um equilíbrio aquoso ou
[A]a x [B]b
Keq= (Pc)c x (Pd)d
(Pa)a x (Pb)b
para um equilíbrio na fase gasosa
Pela equação dos gases perfeitos tem-se :
onde Px é a pressão parcial de um gás x qualquer,V é o volume
ocupado pela mistura, nx é a quantidade de matéria do gás, R
é a constante dos gases perfeitos, e T a temperatura em kelvin.
Rearranjando a equação, temos:
(nx/V) é concentração molar do gás. A constante R é sempre a
mesma e a temperatura T não varia em um sistema que
permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode
variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial Px.
Dessa forma a concentração do gás é proporcional à sua
pressão parcial. Por exemplo:
• Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
Keq = [C]c x [D]d
[A]a x [B]b
Quando Keq > 1 : o equilíbrio encontra-se à direita; predominam
os produtos.
Quando Keq < 1 : o equilíbrio encontra-se à esquerda;
predominam os reagentes.
Equilíbrios Heterogêneos
Os equilíbrios em que todas as substâncias estão na
mesma fase são chamados equilíbrios homogêneos; nos
equilíbrios heterogêneos duas ou mais fases estão presentes.
Como as concentrações de sólidos e líquidos puros são
constantes, essas substâncias são deixadas de fora da
expressão da constante de equilíbrio para um equilíbrio
heterogêneo.
Aplicações das Constantes de Equilíbrio
Q = (conc. inicial C) c x (conc. inicial D) d
(conc. inicial A)a x (conc. inicial B)
b
Q = quociente da concentração inicial
O quociente da reação será igual à constante de equilíbrio
apenas se o sistema estiver em equilíbrio: Q = Keq .
Se Q > Keq as substâncias do lado direito da equação
reagirão para formar as substâncias da esquerda.
Se Q < Keq as substâncias do lado esquerdo da equação
reagirão para formar as substâncias da direita.
Princípio de Le Châtelier
Ao exercer uma ação sobre um sistema
em equilíbrio, o mesmo reagirá de modo a
minimizar o efeito da ação.
• Variação nas concentrações de reagentes ou
produtos
Se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos
uma substância (um reagente ou um produto), a reação se
deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo
consumo de parte da substância adicionada. Contrariamente,
a remoção de uma substância fará com que a reação se
mova no sentido de formar mais daquela substância.
Exemplo:
Adição de H2 : a reação se deslocará em direção à formação
de mais NH3
• Variações de volume e pressão
À temperatura constante, a redução do volume de uma mistura
gasosa no equilíbrio faz com que o sistema se desloque no sentido
de reduzir o número de moléculas de gás. Contrariamente o
aumento do volume causa um deslocamento no sentido de produzir
mais moléculas de gás.
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
• Variações de temperatura
Quase toda constante de equilíbrio varia seu valor à
medida que a temperatura varia. Para deduzir as regras
de dependência da constante de equilíbrio com a
temperatura aplicando o princípio Le Châtelier, devemos
tratar o calor como se ele fosse um reagente químico.
Endotérmica: Reagentes + CALOR
Kp aumenta
Exotérmica: Reagentes
Kp diminui
Produtos
Produtos + CALOR
• Efeito do Catalisador
Um catalisador aumenta a velocidade na qual o
equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura
no equilíbrio. O valor da constante de equilíbrio para
uma reação não é afetado pela presença de um
catalisador.
Exemplos de Equilíbrios
Óculos fotocromáticos:
São aqueles óculos que possuem lentes que
mudam de cor conforme a intensidade
luminosa. Isto se deve à seguinte reação
química em equilíbrio:
AgCl + energia
Ag + Cl
O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá
uma aparência clara para a mesma, já a prata
metálica (Ag), quando é formada na lente dá
uma aparência escura à lente.
Refrigerante:
Dentro de uma garrafa de refrigerante
ocorrem inúmeras reações químicas. Para este
capítulo temos a seguinte reação:
H2CO3(aq)
H2O + CO2(g)
Esta é uma reação que representa um estado
de equilíbrio, que sofre influência pelo aumento
de temperatura, pela pressão e também pela
concentração. Quando abrimos a garrafa de um
refrigerante, estamos diminuindo a pressão e
deslocando o equilíbrio para a direita, o que
resulta na liberação de gás.
Referências Bibliográficas
- Química: A Ciência Central, 9ª ed. Brown, LeMay,
Bursten
-
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equilíbrio_químico
- http://www.quiprocura.net/equilibrio.htm