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 2 HCl (aq) + Mg (s) • Em sistema fechado, os produtos em contacto, não originam os reagentes. MgCl2 (aq) + H2 (g) Reações Reversíveis • Reação do Iodo com o Hidrogénio I2 (g) + H2 (g) Violeta Incolor 2 HI (g) 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 Rapidez da reação Concentração químico Direta Inversa Antes Diminui Aumenta Após São iguais Reagentes Produtos Diminui Aumenta 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 aA + bB cC + dD 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. Produtos Reagentes 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 Kc e extensão da reação Valor de Kc muito pequeno A reação quase não se dá. 10-3 1 103 Concentrações apreciáveis de reagentes e produtos na mistura reaccional em equilíbrio. Valor de Kc muito grande A reação é quase completa. Kc e extensão da reação aA + bB cC + dD Cce xDde Kc A ae xBbe 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 C c xDd Qc Aa xBb 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? Quociente da reação Kc Qc Reagentes Produtos Qc Kc Sentido da reação Qc Kc Sentido da reação Equilíbrio Reagentes Produtos Quociente da reação Qc QcKc Aumenta Sentido Direto até Favorece Formação Denominador Numerador (Reagentes) (Produtos) Diminui Aumenta Aumenta Diminui Constante Constante de produtos igualar Kc QcKc Qc=Kc Diminui Inverso Formação até de igualar Kc reagentes Não varia Equilíbrio Velocidades iguais 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 Evolui no sentido direto um reagente Aumento da concentração de Evolui no sentido inverso um produto Diminuição da concentração Evolui no sentido inverso de um reagente 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 O sistema vai evoluir no sentido da reação que origina sentido da reação que origina o menor número de moléculas maior número de moléculas de componentes gasosos. de componentes gasosos. 3- Variação da temperatura N2O4(g) 2NO2(g) H = + 58,1kJ Incolor Castanho 3- Variação da temperatura Aumento de Diminuição de temperatura temperatura Absorção de energia É retirada energia do pelo sistema sistema O sistema evolui no sentido O sistema evolui no sentido da direção endotérmica 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) Condições de pressão 2 NH3 (g) Processo de Haber- Bosch N2(g) + 3 H2 (g) Condições de Temperatura 2 NH3 (g) , H 0 Processo de Haber- Bosch N2(g) + 3 H2 (g) Condições de Temperatura 2 NH3 (g) , H 0 Processo de Haber- Bosch N2(g) + 3 H2 (g) Uso de catalisadores 2 NH3 (g) , H 0 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.
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