REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
Módulo Q3 – Reacções Químicas.
Equilíbrio Químico Homogéneo.
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
1. Reacções Químicas
1.1 Aspectos qualitativos de uma reacção química
Numa transformação ou reacção química há sempre formação de novas substâncias
que se denominam produtos de reacção. De uma forma simples pode ser representada do
seguinte modo:
Reagentes
Produtos da reacção
Dá-se o nome de reagentes às substância que existem antes da reacção química
suceder enquanto que os produtos da reacção são as substâncias que se obtêm no fim desta.
Sinais que nos indicam a existência de uma reacção química:
- Alteração de cor do sistema reaccional
- Alteração de temperatura
- Libertação de um gás (aparecimento de um produto gasoso)
- Formação de um sólido (precipitado)
- Formação de chama
Para além destas características os produtos de uma reacção podem ainda ser
detectados ao provocar comportamentos diferentes em outras substâncias (indicadores).
Uma reacção química pode ser provocada pela acção de vários factores:
- acção do calor
- acção da luz
- acção mecânica
- acção da corrente eléctrica
- junção de substâncias
Sabe-se que as unidades estruturais da matéria são átomos, moléculas ou iões. Como
é que é o comportamento destas unidades estruturais ao longo de uma reacção química?
Durante uma reacção química ocorre sempre uma ruptura de ligações químicas entre
os átomos, nos reagentes e formação de novas ligações, dando origem aos produtos da
reacção. Por outras palavras existe uma reorganização dos átomos. Exemplo:
2
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1.1.1 Equações Químicas
Para representar, rápida e claramente, reacções químicas, utilizam-se esquemas aos
quais se dá o nome de equações químicas. Nas equações químicas, as substâncias
intervenientes, reagentes e produtos da reacção, são representadas através das suas fórmulas
químicas. Indicam-se ainda os estados físicos destas substâncias (s- sólido; l- líquido; ggasoso; aq- solução aquosa).
Exemplo: Na combustão do metano, o metano combina-se com o oxigénio do ar dando
origem a água e dióxido de carbono, segundo a seguinte equação química:
Reagentes
CH4 (g)
+
Produtos da reacção
2 O2 (g)
CO2 (g)
+
2 H2O (g)
Estados físicos
Leitura da equação química: o metano, no estado gasoso, reage com o oxigénio, no estado
gasoso, originando dióxido de carbono e água, no estado gasoso.
Quantidades envolvidas na reacção química dada como exemplo:
1 molécula de metano
2 moléculas de oxigénio
1 mole de metano
2 moles de oxigénio
16,05 g de metano
64,00 g de oxigénio
22,4 dm3 de metano
44,8 dm3 de oxigénio
1 molécula de dióxido de
carbono
1 mole de dióxido de
carbono
44,01 g de dióxido de
carbono
22,4 dm3 de dióxido de
carbono
2 moléculas de água
2 moles de água
36,04g de água
44,8 dm3 de água
3
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Para se calcular a massa (m) de uma substância a partir da quantidade de substância
(n) é necessário usar a seguinte expressão:
m
M
M - massa molar da substância ( g/mol)
n - quantidade de substância (mol)
m - massa da substância ( g )
n
A massa molar pode ser calculada a partir das massas atómicas relativas dos átomos
que constituem uma substância.
Mr(H2O) = 2 Ar(H) + Ar(O)
Ex: Massa molecular relativa da água (H2O)
Para se calcular o volume de uma substância, a partir da quantidade de substância (n),
utiliza-se a expressão que se segue, tendo em conta que o Volume molar, em condições PTN,
3
é Vm = 22,4 dm /mol:
V
n
Vm - Volume molar (dm 3 /mol)
Vm
V - Volume da substância (dm 3 )
n - quantidade de substância (mol)
1.1.2 Nomenclatura de compostos inorgânicos
A variedade de compostos inorgânicos obriga a que a que os agrupemos em famílias
químicas, segundo a sua e estrutura e, portanto, de acordo com determinados grupos de
átomos neles existentes. Assim, temos os óxidos, os ácidos, os hidróxidos e os sais.
O nome do composto é dado em função da família química a que este pertence e de
acordo com as regras de nomenclatura propostas pela IUPAC (União Internacional de Química
Pura e Aplicada).
SAIS
+
Os sais são compostos iónicos formados por catiões (à excepção do H ) e por aniões
-
2-
2-
(à excepção do ião hidróxido HO e do ião óxido O /O2 ).
A fórmula química do sais simples (formados por um só tipo de anião e um só tipo de
catião) obtém-se combinando os catiões e os aniões de forma a obter uma entidade
globalmente neutra, figurando o catião em primeiro lugar.
Na seguinte tabela apresentam-se os catiões e aniões mais comuns:
Catiões
Alumínio (Al3+)
Amónio (NH4+)
Bário (Ba2+)
Aniões
Brometo (Br-)
Carbonato (CO32-)
Cianeto (CN-)
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Cádmio (Cd2+)
Cálcio (Ca2+)
Chumbo(II) (Pb2+)
Cobalto(II) (Co2+)
Cobre(I) (Cu+)
Cobre(II) (Cu2+)
Estanho(II) (Sn2+)
Estrôncio (Sr2+)
Ferro (II) (Fe2+)
Ferro (III) (Fe3+)
Hidrogénio (H+)
Lítio (Li+)
Magnésio (Mg2+)
Manganês(II) (Mn2+)
Mercúrio(II) (Hg2+)
Potássio (K+)
Prata (Ag+)
Sódio (Na+)
Zinco (Zn2+)
Clorato (ClO3-),
Cloreto (Cl-)
Cromato (CrO42-)
Dicromato (Cr2O72-)
Fluoreto (F-)
Fosfato (PO43-)
Hidrogenocarbonato ou bicarbonato (HCO3-)
Hidrogenofosfato (HPO42-)
Hidrogenossulfato (HSO4-)
Hidróxido (HO-)
Iodeto (I-)
Nitrato (NO3-)
Nitrito (NO2-)
Óxido (O2-)
Peróxido (O22-)
Permanganato (MnO4-)
Sulfato (SO42-)
Sulfito (SO32-)
Sulfureto (S2-)
Tiocianato (SCN-)
Como os compostos iónicos são electricamente neutros a soma das cargas de catiões
e aniões de uma certa fórmula tem de ser nula. É assim obedecida a seguinte regra: “O índice
do catião é numericamente igual à carga do anião e o índice do anião é numericamente igual à
carga do catião.” Os seus nomes formam-se acrescentando-se ao nome do anião o nome do
catião presente no sal.
Exemplos:
Iões
Potássio
nitrato
+
nitrato
2+
2+
Ba
sulfato
iodeto
2+
Na
2+
Ca
-
NO3
Ba
2+
2-
SO4
Pb
2+
-
I
PbI2
Iodeto de chumbo
+
Na
3PO4
3PO4
alumínio
3+
Al
sulfato
2SO4
BaSO4
Sulfato de bário
I
fosfato
Ca(NO3)2
Nitrato de cálcio
-
Pb
+
Nitrato de potássio
2SO4
chumbo
sódio
KNO3
NO3
Ca
bário
-
NO3
NO3
K
cálcio
+
K
Na3PO4
Fosfato de sódio
3+
Al
2-
SO4
Al2(SO4)3
Sulfato de alumínio
ÓXIDOS
Os óxidos são compostos formados por oxigénio e um outro elemento. Podem ser
iónicos ou moleculares.
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2-
Os óxidos iónicos são formados por aniões óxidos (O ) e catiões metálicos, nas
proporções estequiométricas devidas.
As regras da sua nomenclatura são idênticas às dos sais. O nome é formado pelo
termo óxido seguido pelo nome do catião metálico presente.
Exemplos: Al2O3 – Óxido de alumínio
Li2O – Óxido de lítio
CaO – Óxido de cálcio
Certos metais podem formar mais que um catião, para designar esses catiões usam-se
números romanos. O ferro, por exemplo, pode formar dois catiões: Fe
2+
3+
e Fe . Nesta situação,
quando se lê os nomes dos compostos que resultam da combinação destes catiões, tem que
se indicar os números romanos correspondentes dos catiões.
2+
Exemplo: os iões Fe
e O
23+
ferro (II)
os iõesFe
dão origem ao composto FeO que se designa óxido de
e O
2-
dão origem ao composto Fe2O3 que se designa
óxido de ferro (III)
Os óxidos onde está presente o ião
O22 são casos especiais: tratam-se dos peróxidos.
Exemplos: CaO2 – Peróxido de cálcio
Na2O2 – Peróxido de sódio
Os óxidos moleculares são constituídos por moléculas em cuja constituição entra o
elemento oxigénio e um catião não metálico.
O seu nome é também formado pelo termo óxido seguido pelo nome do catião não
metálico, acrescentando-lhe um prefixo indicativo do número de átomos de oxigénio ou do
catião não metálico presente na molécula.
Exemplos:
CO (monóxido de carbono)
CO2 (dióxido de carbono)
SO2 (dióxido e enxofre)
SO3 (trióxido de enxofre)
NO2 (dióxido de azoto)
N2O4 (tetróxido de diazoto)
Cl2O7 (heptóxido de dicloro)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Prefixos
monoditritetrapentahexaheptaoctanonadeca-
ÁCIDOS
6
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+
Os ácidos são substâncias formadas por iões hidrogénio (H ) e aniões não metálicos.
Os nomes são iniciados pela palavra ácido associado ao nome do anião:
- quando o nome do anião termina em “eto”, o nome do ácido termina em “ ídrico”;
Anião
F- (fluoreto)
Cl- (cloreto)
I- (iodeto)
CN- (cianeto)
S2- (sulfureto)
Ácido respectivo
HF (ácido fluorídrico)
HCl (ácido clorídrico)
HI (ácido iodídrico)
HCN (ácido cianídrico)
H2S (ácido sulfídrico)
- quando o nome do anião termina em “ato”, o nome do ácido termina em “ico”;
Anião
ClO4- (perclorato)
ClO3- (clorato)
SO42- (sulfato)
NO3- (Nitrato)
Ácido respectivo
HClO4 (ácido perclórico)
HClO3 (ácido clórico)
H2SO4 (ácido sulfúrico)
HNO3 (ácido nítrico)
- quando o nome do anião termina em “ito”, o nome do ácido termina em “oso”.
Anião
ClO2- (clorito)
ClO- (hipoclorito)
SO32-(sulfito)
NO2-(nitrito)
Ácido respectivo
HClO2 (ácido cloroso)
HClO (ácido hipocloroso)
H2SO3 (ácido sulfuroso)
HNO2 (ácido nitroso)
HIDRÓXIDOS
Os hidróxidos são constituídos por catiões metálicos e aniões hidróxido, HO .
Os seus nomes formam-se acrescentando-se ao termo hidróxido o nome dos catiões
metálicos presentes.
Exemplos:
NaHO – Hidróxido de sódio
KHO – Hidróxido de potássio
Ca(HO)2 – Hidróxido de cálcio
1.1.3 Factores que influenciam a velocidade de uma reacção
As partículas que constituem uma dada substância encontram-se em movimento,
tendo assim energia cinética. Ao movimentarem-se num dado espaço, colidem entre si. É a
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energia envolvida nessas colisões que é utilizada na ruptura das ligações existentes e no
estabelecimento de novas ligações. Mas nem todas as colisões permitem a ruptura/formação
de ligações, assim dá-se o nome de colisões eficazes às que vão permitir a existência de uma
reacção química.
A evolução de uma reacção química depende do número de colisões eficazes entre as
partículas dos reagentes. Quanto maior for o número de colisões eficazes, mais rapidamente
evoluirá a reacção. A eficácia das colisões depende de três parâmetros fundamentais:
- do número de partículas de reagente e, portanto, do número total de colisões;
- da energia envolvida nas colisões;
- da orientação das partículas intervenientes nessas colisões.
Existem assim alguns factores que favorecem a existência de uma reacção química.
Concentração dos reagentes
Em geral a velocidade de uma reacção é tanto maior quanto maior for a concentração
dos reagentes. Sabe-se que a velocidade do sistema reaccional diminui à medida que os
reagentes se vão consumindo, ou seja, à medida que a concentração dos reagentes vai
diminuindo, sendo igual a zero quando um dos reagentes é consumido.
Com o aumento da concentração dos reagentes, cresce a probabilidade de colisões
eficazes entre as partículas destes e de se formarem novas substâncias.
Temperatura do sistema
Para a generalidade das reacções, quanto maior for a temperatura, maior será a
velocidade da reacção. À medida que a temperatura de um sistema reaccional aumenta,
aumenta a sua energia cinética interna (energia cinética das partículas que compõem o
sistema), como consequência, aumenta a energia das colisões que se tornam, por isso, mais
eficazes, assim a velocidade da reacção aumenta.
A baixa temperatura, as reacções que estão na base da degradação dos alimentos são
muito mais lentas, é por isso que se utiliza o frigorífico.
Estado de divisão dos reagentes (área de contacto)
Em geral, quanto maior for o estado de divisão dos reagentes, maior é a velocidade da
reacção. Quando temos um reagente sólido se o partirmos em pedaços e o misturarmos com
um reagente líquido, estamos a aumentar a área de contacto entre os dois reagentes. Este
facto leva ao aumento do número de colisões entre as partículas, provocando um aumento da
velocidade da reacção.
Pressão
Em geral, quanto maior for a pressão do sistema reaccional, maior será a velocidade
da reacção. Ao aumentar a pressão a que se dá a reacção, o espaço entre as partículas
diminui, aumentando a probabilidade de existência de colisões.
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Luz
A luz é um factor cinético cuja influência se explica pela adição de energia ao sistema
reaccional. Essa energia é usada para quebrar ligações químicas existentes, criando-se deste
modo condições para a ocorrência de outras, levando à formação de produtos da reacção.
Catalisadores
Catalisadores são substâncias que modificam a velocidade de uma reacção sem que
sejam consumidos no processo.
Inibidores
Catalisadores cuja actuação se traduz pela diminuição da velocidade de uma reacção.
Por exemplo, o azoto nos sacos de batatas fritas servem para retardar a oxidação dos
óleos utilizados.
Importância dos catalisadores na indústria química
- Diminuem os tempos de reacção, baixam os custos de produção.
- Reacções lentas a temperaturas relativamente baixas podem tornar-se rápidas e
rentáveis com o recurso a catalisadores.
- Trabalhar a temperaturas baixas: economia de energia; evita a ocorrência de
reacções paralelas indesejáveis (consumo desnecessário de reagentes, formação de
contaminantes)
Enzimas
Catalisadores biológicos que aumentam a velocidade das reacções bioquímicas.
Muitas reacções químicas sem a presença de enzimas não aconteceriam. Praticamente todas
as reacções que caracterizam o metabolismo celular são catalisadas por enzimas.
Enzimas digestivas tais como a amilase, protease e lipase, reduzem os alimentos em
componentes menores que são mais facilmente absorvidos no tracto digestivo.
Uma aplicação industrial é a produção de antibióticos em larga escala. Encontram-se
também determinados tipos de enzimas em produtos de limpeza, para ajudar a digerir
gorduras e proteínas presentes em nódoas.
Importância ambiental dos catalisadores
A combustão de gasolina nos motores dos automóveis produz em maior quantidade
dióxido de carbono e vapor de água. Como a combustão não é completa, a gasolina não reage
inteiramente com o oxigénio. Há ainda a produção de monóxido de carbono, óxidos de azoto e
dióxido de enxofre que são provenientes da combustão das impurezas presentes na gasolina,
hidrocarbonetos que não foram queimados, etc. Estes compostos saem todos pelo tubo de
escape do automóvel, poluindo a atmosfera. Com excepção do CO 2 e da H2O, os outros são
altamente nocivos à saúde humana.
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Uma das formas de reduzir a concentração de substâncias nocivas que saem pelo
tubo de escape é incorporar um catalisador no escape do automóvel. O catalisador vai fazer
com que a velocidade das reacções que transformam os gases nocivos em CO2 e H2O e azoto
(N2) aumente.
1.2 Aspectos Quantitativos das Reacções Químicas
Uma equação química não informa sobre o mecanismo envolvido, dinâmica do
processo e tempo de duração de uma reacção química, mas informa sobre a proporção em
que os reagentes e os produtos envolvidos numa reacção.
Para se compreender e usar a informação que é obtida a partir de uma equação
química é necessário ter em conta algumas leis.
1.2.1 Leis a que obedecem as reacções químicas
Lei da conservação da massa (Lavoisier, século XVIII)
Numa reacção química existe uma reorganização das partículas que compõem as
substâncias envolvidas. Assim, a massa dos produtos formados no final da reacção tem de ser
igual à massa dos reagentes que existiam no início.
Enunciado da lei: “Numa reacção química a massa conserva-se porque não ocorre
criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam.
Os agregados atómicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atómicos são
formados.”
Lei das proporções definidas (Joseph Proust)
Num dado composto químico é fixa a proporção (em massa) dos elementos que a
compõem, independentemente da origem do composto ou do processo de obtenção. (Isto
significa que, por exemplo, o ácido sulfúrico se representa sempre por H 2SO4,
independentemente do processo de obtenção.)
A hipótese de Avogadro (Amadeo Avogadro)
Igual volume de diferentes gases contém igual número de partículas (nas mesmas
condições de pressão e temperatura).
1.2.2 Processo para acerto de esquemas químicos
1.Contar o n.º de átomos de cada espécie presente nos reagentes e nos produtos.
2. Identificar os átomos que não estão em igual número nas duas colunas.
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3. Começar por acertar o átomo que pareça ser o de mais simples acerto.
4. Refazer a contagem de cada espécie de átomos tanto nos reagentes como nos
produtos.
Exemplo: Reacção do sódio com a água
Na (s) + H2O (l)
NaOH (aq) + H2 (g)
1.
Reagentes
Produtos
Na
H
O
1
2
1
Na
H
O
1
3
1
2. O hidrogénio não está em igual número nos dois lados da equação, por isso, é necessário
acertar o número de hidrogénios.
3.
4.
2 Na (s) + 2 H2O (l)
2 NaOH (aq) + H2 (g)
Reagentes
Na
H
O
Produtos
2
4
2
Na
H
O
2
4
2
A equação já está acertada.
1.2.3 Reacções completas e incompletas
Reagente limitante
Nas reacções químicas, raramente as quantidades relativas de reagentes obedecem
às proporções estequiométricas. Nestas condições há sempre um dos reagentes que se
esgota primeiro, a esse reagente dá-se o nome de reagente limitante.
O reagente limitante é aquele que condiciona a quantidade possível (teórica) que se
pode obter do(s) produto(s) e por isso é o que existe em menor quantidade relativa.
Se um dos reagentes é o limitante, então o(s) outro(s) será(ão) o(s) reagente(s) em
excesso, uma vez que está(ão) presentes na mistura reaccional em quantidades superiores às
exigidas pela estequiometria da reacção química.
A reacção termina quando o reagente limitante se esgota.
No final da reacção sobra sempre uma parte do(s) reagente(s) que se encontram em
excesso.
Rendimento de uma reacção
Na prática, a(s) quantidade(s) de produto(s) que se forma(m) é(são) inferior(res) às
quantidades previstas teoricamente. O “sucesso” de uma reacção pode avaliar-se através do
cálculo do rendimento da reacção que se costuma designar por .
O rendimento exprime-se, geralmente, em percentagem (%).
11
REACÇÕES QUÍMICAS.
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Quantidade de substância, massa ou volume (gases) real de produto
100
Quantidade de substância, massa ou volume (gases) teórico do produto
Para gases:
n( real)
x100
n(teórico)
ou
m(real)
x100
m(teórico)
ou
V (real)
x100
V (teórico)
Mesmo que todos os reagentes estejam na proporção estequiométrica (proporção
indicada pelos coeficientes da equação química respectiva), o rendimento de uma reacção é
quase sempre inferior a 1 (ou a 100%), que se deve, fundamentalmente:
à reversibilidade de alguns processos (ocorrência da reacção inversa, que pode
conduzir ao equilíbrio químico);
à ocorrência de reacções secundárias em que um dos reagentes é comum à
reacção principal.
Uma reacção diz-se completa, se pelo menos um dos reagentes se transforma quase
integralmente nos produtos de reacção, ou seja, se o seu rendimento se aproxima muito de
100% (ou 1). E diz-se incompleta se nenhum deles se esgota, sendo neste caso o rendimento
inferior a 100% (ou 1).
O aumento da rapidez de uma reacção só implica a diminuição do intervalo de tempo
necessário para se obter a mesma quantidade de produto; não há assim aumento na
quantidade obtida e, consequentemente, aumento do rendimento.
Grau de pureza dos componentes de uma mistura reaccional
Geralmente, a quantidade de substância (n), a massa (m) ou volume (gases) real de
produto é inferior à quantidade, massa ou volume teóricos devido à existência de impurezas
nos reagentes.
Nem os reagentes com o mais elevado grau de pureza são 100% puros.
Grau de pureza(%)
massa da substância pura
100
massa do material (substâcia pura mais impurezas)
2. Aspectos Energéticos de uma Reacção Química
2.1 Energia envolvida numa reacção química
Uma reacção química envolve sempre variações de energia. Os sistemas químicos
são formados por enormes quantidades de partículas que possuem energia, essa energia
constitui a energia interna do sistema.
12
REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
A energia interna do sistema é constituída por dois tipos fundamentais de energia, a
energia cinética associada ao movimento das partículas e a energia potencial que está
associada à interacção entre as partículas (forças intramoleculares e forças intermoleculares).
Como já é sabido numa reacção química há quebra das ligações dos reagentes e
formação de novas ligações dando origem aos produtos da reacção. A nível energético este
processo pode ser dividido em duas fases. Numa primeira fase, o sistema recebe energia de
forma a quebrar as ligações existentes entre as partículas dos reagentes. Numa segunda fase,
há libertação de energia como consequência da formação de novas ligações.
A energia que é absorvida para ruptura de uma ligação é sempre simétrica à energia
libertada na formação dessa mesma ligação.
De seguida encontram-se alguns valores de energia média envolvidos na
quebra/formação de ligações:
Ligação
Energia (kJ.mol-1)
Ligação
Energia (kJ.mol-1)
H–H
Cl–Cl
O=O
N=N
O=S
N–H
O–H
432
243
495
945
469
391
460
C–C
C=C
C=C
C=O
C–H
C–Cl
C–Br
346
610
835
745
413
338
284
Por convenção, as energias que entram no sistema são positivas e as energias de
saída são negativas.
A energia da reacção (que a pressão constante se designa por variação de entalpia e
representa-se por
H) corresponde ao saldo energético entre a energia recebida no sistema
para a quebra de ligações (nos reagentes) e a energia libertada na formação de novas
ligações (nos produtos).
A variação de entalpia,
H, é a quantidade de energia posta em jogo numa reacção
-1
química, a pressão constante, e exprime-se em J.mol .
Exercício resolvido:
A combustão completa do metano dá origem a dióxido de carbono e água, segundo a equação
química:
CH4 (g)
+
2 O2 (g)
CO2 (g)
+
2 H2O (g)
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
Calcule a energia envolvida nesta reacção.
Reagentes
Ruptura
Ruptura
CH4 + 2 O2
4x(C-H) = 4 x 441 kJ = 1644 kJ
2x(O-O) = 2 x 494 kJ = 988 kJ
Energia total necessária para a ruptura de
ligações = 2632 kJ
Produtos
Formação
Formação
CO2 + 2 H2O
2x(C=O) = 4 x 799 kJ = 1598 kJ
4x(O-H) = 4 x 459 kJ = 1836 kJ
Energia total necessária na formação de
ligações = 3434 kJ
Balanço energético da reacção química, em sistema isolado:
H = energia consumida + energia libertada = 2632 + (- 3434)
H = - 802 kJ
2.2 Reacções endotérmicas e exotérmicas
Analisando uma situação simples em que um sistema troca energia sob a forma de
calor com as suas vizinhanças. A reacção diz-se exotérmica, se o sistema cede energia às
vizinhanças, aquecendo-as. É o que acontece quando uma reacção exotérmica ocorre num
copo de vidro ou vaso metálico: as paredes do recipiente e o ar em volta aquecem. Pelo
contrário, se a reacção for endotérmica, o sistema recebe energia das vizinhanças, que
arrefecem.
Conclusão, se o sistema não for isolado, há aquecimento ou arrefecimento das
vizinhanças e a temperatura do sistema, após a transferência de energia, permanece
inalterada.
14
REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
Nas reacções exotérmicas, a energia necessária para quebrar as ligações dos
reagentes é menor do que a energia libertada na formação dos produtos. Neste caso, a
variação de entalpia é negativa ( H<0)
Ex: Motor de um automóvel
Os produtos da reacção têm menor energia do que os reagentes pois, durante o
processo, liberta-se energia.
Reagentes
Produtos + Energia
Nas reacções endotérmicas, pelo contrário, a energia que é requerida para quebrar
as ligações dos reagentes é maior do que a energia libertada na formação dos produtos. Neste
caso, a variação de entalpia é positiva ( H>0).
Ex: Dissolução de alguns sais em água
Os produtos da reacção têm maior energia do que os reagentes pois, durante o
processo, absorvem energia.
Reagentes + Energia
Produtos
15
REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
3. Reacções incompletas e equilíbrio químico
3.1 Reversibilidade das reacções químicas
Como já foi referido anteriormente, uma reacção química diz-se completa, quando
leva ao esgotamento de pelo menos um dos reagentes. Mas nem todas as reacções são
completas. Quando nenhum dos reagentes se esgota, a reacção diz-se incompleta, ficando
uma mistura de todos os reagentes e de todos os produtos da reacção.
Uma reacção é reversível se há formação de produtos de reacção a partir da
diminuição da concentração dos reagentes, sem que estes se esgotem e, simultaneamente, os
produtos de reacção reagem entre si originando os reagentes.
Uma reacção reversível é representada por uma dupla seta, com sentidos opostos (
), visto que ocorrem simultaneamente duas reacções:
- A reacção directa, em que os reagentes originam os produtos de reacção. Os
reagentes desta reacção, por convenção, representam-se à esquerda da seta.
- A reacção inversa, em que os produtos da reacção directa reagem entre si para
regenerar os reagentes que lhe deram origem. Por convenção, os reagentes desta reacção
representam-se à direita da seta.
Um exemplo de uma reacção reversível é a síntese do amoníaco, em sistema fechado:
3.1.1 Equilíbrio químico. Equilíbrio dinâmico.
As reacções reversíveis tendem a um estado de equilíbrio, que é atingido quando os
valores das velocidades das reacções directa e inversa se igualarem.
A partir desse instante de tempo, as concentrações das espécies químicas
intervenientes na reacção permanecem constantes ao longo do tempo.
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
Macroscopicamente, quando um sistema se encontra em equilíbrio químico, a uma
dada temperatura, não se registam mudanças observáveis de propriedades físico-químicas ao
longo do tempo (cor, concentração dos componentes, pressão, volume, temperatura e outros).
No entanto, a reacção não pára, os reagentes continuam a formar os produtos da reacção, e
vice-versa.
Daí um estado de equilíbrio químico de um sistema ser um estado de equilíbrio
dinâmico, em que a rapidez de variação de uma dada propriedade num sentido é igual à
rapidez de variação da mesma propriedade no sentido inverso.
O estado de equilíbrio químico pode ser identificado através de gráficos.
3.1.2Variação da concentração em função do tempo
Em 1:
- as concentrações dos reagentes
diminuem
- as concentrações dos produtos
aumentam;
- o sistema não atingiu um estado de
equilíbrio.
Em 2:
- as concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes;
- o sistema atingiu um estado de equilíbrio.
3.1.3 Variação da velocidade de reacção em função do tempo
Em 1:
- a velocidade de consumo dos reagentes
(reacção directa) é superior à
velocidade de regeneração dos
reagentes (reacção inversa);
- o sistema não atingiu um estado de
equilíbrio.
Em 2:
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
- a velocidade da reacção no sentido tempo directo (consumo de reagentes) é igual à velocidade de
reacção no sentido inverso (regeneração dos reagentes);
- o sistema atingiu um estado de equilíbrio.
Se os componentes de uma mistura reaccional se encontram todos na mesma fase,
quando atingem um estado de equilíbrio, este é designado por equilíbrio químico
homogéneo.
A síntese do amoníaco, quando ocorre em sistema fechado, é um exemplo de um
equilíbrio químico homogéneo.
3.2 Aspectos quantitativos do equilíbrio químico
3.2.1 Constante de equilíbrio químico - Lei de Guldberg e Waage
Um sistema fechado atinge o equilíbrio químico quando as concentrações dos
diferentes intervenientes permanecem constantes, independentemente das concentrações
iniciais.
Através da Lei de Guldberg e Waage (Lei da acção das massas ou Lei do equilíbrio
químico) é possível determinar a constante de equilíbrio – Kc .
Lei de Guldberg e Waage: Num sistema em equilíbrio químico e a temperatura constante,
verifica-se que o quociente entre o produto das concentrações dos produtos de reacção, elevados aos
respectivos coeficientes estequiométricos, e o produto das concentrações dos reagentes, igualmente
elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos, é constante.
Esse valor constante é designado de constante de equilíbrio (Kc) e só depende da
temperatura a que decorre a reacção e da natureza dos reagentes. Considerando uma
reacção genérica traduzida pela seguinte equação química
aA + bB
cC + dD
(as substâncias A, B, C e D encontram-se na fase gasosa e/ou aquosa) a constante de
equilíbrio para a reacção no sentido directo, é traduzida por:
Kc
d
[C ]ceq [ D]eq
a
[ A]eq
[ B]beq
em que [A]eq, [B]eq [C]eq [D]eq são as concentrações quando se atinge o estado de equilíbrio e
os expoentes a, b, c e d são os respectivos coeficientes estequiométricos.
-3
As concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em mol.dm . No
entanto, a constante de equilíbrio é adimensional (não tem unidades).
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
3.2.2 Quociente de reacção
O quociente de uma reacção, Q, é determinado a partir de uma expressão idêntica à
da constante de equilíbrio da mesma reacção, mas as concentrações dos componentes da
mistura reaccional são as existentes em situações de não equilíbrio.
Para a reacção genérica:
aA+bB
cC+dD
o quociente da reacção directa, Q, é dado pela expressão:
Q
[C ]c [ D ]d
[ A]a [ B ]b
em que [A], [B], [C] e [D] são as concentrações dos intervenientes gasosos e/ou aquosos em
situação de não equilíbrio e a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos.
3.2.3 Sentido dominante da progressão da reacção
Um sistema químico que não se encontra em equilíbrio vai evoluir de modo a atingir
um estado de equilíbrio - para isso poderá ocorrer predominantemente no sentido directo ou
no sentido inverso.
Comparando valores de Q com valores conhecidos de K c, a uma dada
temperatura, podemos prever o sentido da progressão da reacção relativamente a um
estado de equilíbrio.
Se
Q > Kc
Sentido de progressão da reacção
Sentido inverso
O estado de equilíbrio é atingido se:
- aumentar a concentração dos reagentes e diminuir a
concentração dos produtos.
- a velocidade da reacção no sentido inverso aumentar
de modo a aumentar as concentrações dos reagentes.
Q < Kc
Sentido directo
- aumentar a concentração dos produtos e diminuir a
concentração dos reagentes.
- a velocidade da reacção no sentido directo aumentar
de modo a aumentar as concentrações dos produtos.
Quando Q = Kc o sistema encontra-se num estado de equilíbrio - no sistema, as
reacções no sentido directo e no sentido inverso ocorrem com a mesma velocidade.
3.2.4 Extensão de uma reacção
A constante de equilíbrio permite caracterizar uma reacção a uma dada temperatura,
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
podendo ser relacionada com a extensão de uma reacção.
Se o valor de Kc é elevado (Kc >> 1)
- concentração dos produtos > concentração dos reagentes, quando se atinge o
equilíbrio.
- reacção é muito extensa no sentido directo.
Se o valor de Kc é pequeno (Kc << 1)
- concentração dos produtos < concentração dos reagentes, quando se atinge o
equilíbrio.
- reacção é muito extensa no sentido inverso.
Quando o sistema se encontra num estado de equilíbrio, é possível relacionar a
constante de equilíbrio da reacção directa, Kc, com a constante de equilíbrio da reacção
inversa, K´c.
Como
Kc
1
K ´c
se
K ´c
1
Kc
1
Pode-se concluir que, se uma reacção é extensa no sentido directo, a reacção no
sentido inverso é pouco extensa.
3.3 Equilíbrios e desequilíbrios de um sistema reaccional
Quando um sistema reaccional atinge um estado de equilíbrio, este pode ser alterado
através da variação da:
- Temperatura;
- Concentração;
- Pressão.
Estes factores, ao perturbarem o equilíbrio, influenciam o sentido global de progressão
da reacção para um novo estado de equilíbrio.
3.3.1 Lei de Le Chatelier
O sentido predominante da evolução de um sistema reaccional, cujo estado de equilíbrio é
alterado pela temperatura, concentração e/ou pressão, pode ser previsto pela Lei de Le Chatelier.
Lei de Le Chatelier: Um sistema químico que se encontra num estado de equilíbrio,
quando sofre uma perturbação exterior (variação de temperatura, concentração ou
pressão), vai evoluir, predominantemente, no sentido de contrariar essa perturbação,
até se estabelecer novo estado de equilíbrio.
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
3.3.2 Efeito da variação da temperatura, da alteração da concentração e da
pressão
A variação de temperatura afecta os sistemas em equilíbrio, uma vez que altera o valor
da constante de equilíbrio (esta só depende da temperatura).
A influência da temperatura no valor de Kc é diferente conforme a reacção é
endoenergética ou exoenergética.
Nas reacções endoenergéticas - ∆H > 0
-
um aumento de temperatura favorece a reacção no sentido directo, levando
a um aumento do Kc.
-
uma diminuição de temperatura favorece a reacção no sentido inverso,
levando a uma diminuição de Kc.
Nas reacções exoenergéticas - ∆H < 0
-
um aumento da temperatura favorece a reacção no sentido do “consumo” de
energia, isto é, no sentido inverso, levando a uma diminuição de Kc.
-
uma diminuição de temperatura favorece a reacção no sentido da libertação
de energia, isto é, no sentido directo, levando a um aumento de Kc.
Um aumento de temperatura favorece reacções endoenergéticas. E uma diminuição
de temperatura favorece reacções exoenergéticas.
Se um sistema sofre uma alteração da concentração:
Por exemplo, na reacção de síntese do amoníaco
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
- Se aumentarmos a concentração de N2 (e/ou H2), o sistema reage a este aumento
evoluindo no sentido directo até se atingir o equilíbrio.
- Se aumentarmos a concentração de NH3, o sistema reage a este aumento
evoluindo no sentido inverso até se atingir um novo estado de equilíbrio.
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
Um sistema reaccional, em equilíbrio, só pode ser afectado pela variação de pressão,
quando nestes intervêm componentes no estado gasoso, pois os sólidos e os líquidos são
praticamente incompressíveis.
A variação de pressão de um sistema reaccional, em equilíbrio, pode ser conseguida
por variação de volume do sistema. A pressão e o volume de um sistema gasoso são
grandezas inversamente proporcionais. Quando se diminui o volume do sistema, aumenta-se a
pressão, e quando se aumenta o volume do sistema, diminui-se a pressão. O sistema evoluirá
de acordo com as alterações de pressão.
Se a proporção estequiométrica dos reagentes for igual à proporção estequiométrica
dos produtos, o aumento de pressão não altera o estado de equilíbrio. Por exemplo,
I2 (g) + H2 (g)
2 mol
2 HI (g)
2 mol
Nesta reacção não há variação do número de moles de gases (é igual nos dois
membros), a variação da pressão (ou de volume) não altera a posição de equilíbrio.
3.3.3 Efeito do catalisador sobre o sistema reaccional
Na produção de uma determinada substância poder-se-á aumentar a quantidade de
produto controlando a pressão e a temperatura do sistema ou através da presença de um
reagente em excesso. Contudo, os processos podem ser lentos e para aumentar a sua
velocidade utilizam-se os catalisadores.
Os catalisadores são substâncias que intervêm no sistema reaccional, alterando, de
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REACÇÕES QUÍMICAS.
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO.
igual modo, a velocidade da reacção directa e da reacção inversa, sem que afectem o estado
de equilíbrio e sem que sejam consumidos.
A presença de um catalisador não influencia as quantidades produzidas, só permitindo
um aumento da eficiência, em relação ao tempo de produção, uma vez que permite que o
estado de equilíbrio seja mais rapidamente estabelecido.
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