29-04-2011
Reacções incompletas e
equilíbrio químico
Reversibilidade das reacções químicas
Reversibilidade das reacções químicas
Uma reacção química diz-se reversível quando pode ocorrer nos dois
sentidos, isto é, os produtos da reacção podem também combinar-se
entre si para originar os reagentes.
Exemplos de reacções reversíveis e irreversíveis.
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Reversibilidade das reacções químicas
O símbolo constituído por duas semi-setas () com sentidos opostos
traduz a reversibilidade de uma reacção química.
Os termos reacção directa e reacção inversa são designações que
resultam apenas de uma convenção.
> Reacção directa é aquela em que se considera como reagentes as
espécies químicas que se encontram à esquerda do símbolo ;
> Reacção inversa é aquela em que se considera como reagentes as
espécies químicas que se encontram à direita do símbolo .
Reversibilidade das reacções químicas
Exemplo prático duma reacção reversível:
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Reacções em equilíbrio
Se uma reacção reversível
ocorrer em sistema fechado
acaba por conduzir a um
estado de equilíbrio químico.
Se uma reacção reversível
ocorrer em sistema aberto
poderá não tender para um
estado de equilíbrio (se os
componentes saírem do
sistema).
O equilíbrio químico
Consideremos a seguinte reacção
reversível:
a A(g) + b B(g)  c C(g)+ d D(g)
Vejamos como varia a velocidade
das espécies, até se atingir o
equilíbrio químico.
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O equilíbrio químico
Consideremos a mesma reacção
reversível:
a A(g) + b B(g)  c C(g)+ d D(g)
Vejamos como varia a
concentração das espécies, até
se atingir o equilíbrio químico.
Aplicar o conhecimento
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Equilíbrio químico – Um estado dinâmico
Quando uma reacção atinge o equilíbrio químico não se observam quaisquer
alterações, a nível macroscópico. Contudo, a reacção não pára a nível
microscópico: as reacções directa e inversa continuam a decorrer, com igual
rapidez, e a concentração das espécies do sistema mantém-se constante.
Um exemplo de equilíbrio químico
Quando se faz reagir iodo (I2) com di-hidrogénio (H2) forma-se iodeto
de hidrogénio (HI). Esta reacção ocorre a temperaturas elevadas e os
produtos e reagentes encontram-se em estado gasoso.
I2 (g) + H2(g)  2HI(g)
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Equilíbrio químico
Um equilíbrio químico, em relação às fases dos seus componentes
pode denominar-se:
Equilíbrio homogéneo e Equilíbrio heterogéneo.
O que é que caracteriza um equilíbrio químico?
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Constante de equilíbrio. Lei de Guldberg e Waage
Entre 1864 e 1879, Guldberg e Waage
mostraram que, numa reacção química o
equilíbrio pode ser atingido partindo dos
reagentes ou dos produtos, uma vez que
este estado se resume a uma competição
entre as reacções directa e inversa.
Estes dois cientistas propuseram a lei de
acção das massas (que também ficou
conhecida como lei de Guldberg e
Waage) e chegaram a uma relação
matemática que, mais tarde, viria a ser
conhecida como constante de equilíbrio.
Constante de equilíbrio. Lei de Guldberg e Waage
Consideremos a reacção genérica:
aA+bBcC+dD
A sua constante de equilíbrio (Kc) é o quociente entre o produto das
concentrações (no equilíbrio) dos produtos e o produto das
concentrações dos reagentes, todas elas elevadas aos respectivos
coeficientes estequiométricos.
Assim, à temperatura T, a constante de equilíbrio para esta reacção
química genérica é definida pela expressão:
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Resumindo
Importante
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Exercício
Exercício
Acetato de etilo
Ácido acético
Etanol
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Exercícios
Quociente de reacção
Um modo de saber se o sistema está ou não em equilíbrio, e caso não
esteja em que sentido está a evoluir, consiste em comparar a
constante de equilíbrio (Kc) com o chamado quociente de reacção, Q.
O quociente de reacção, Q é uma expressão que tem a mesma
forma que a constante de equilíbrio, na qual as concentrações não são
necessariamente as concentrações de equilíbrio.
Consideremos a reacção genérica:
aA+bBcC+dD
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Quociente de reacção
Um modo de saber se o sistema está ou não em equilíbrio, e caso não
esteja em que sentido está a evoluir, consiste em comparar à mesma
temperatura a constante de equilíbrio (Kc) com o chamado
quociente de reacção, Q.
Quociente de reacção
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Quociente de reacção
Quociente de reacção
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Relação entre Kc e a extensão da reacção
Para uma reacção genérica à temperatura T, a expressão da constante
de equilíbrio é dada por:
A+bBcC+dD
- O numerador está relacionado com as concentrações dos produtos.
- O denominador está relacionado com as concentrações dos reagentes.
À reacção directa corresponde um determinado Kc, à reacção inversa
corresponde um determinado Kc´.
Em que:
Kc = 1/Kc´
Pelo valor da constante de equilíbrio de uma reacção podemos perceber
qual o grau de conversão dos reagentes em produtos da reacção.
Relação entre Kc e a extensão da reacção
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Relação entre Kc e Kc’
Deste modo é fácil perceber que a extensão das duas reacções varia
na razão inversa. Isto é, se a reacção for muito extensa no sentido
directo será pouco extensa no sentido inverso e vice-versa.
Em Química, a extensão de uma reacção química é medida pelo grau
de conversão dos reagentes em produtos.
Portanto, reacções com constantes de equilíbrio muito elevadas são
reacções muito extensas, ou seja, têm rendimentos muito elevados.
Conclusão
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Exercício
Q = 0,4  comparando com Kc verifica-se que a mistura reaccional
está em desequilíbrio, Q  Kc.
Como Q > Kc, a reacção evoluirá no sentido inverso.
Exercício
O metanol é fabricado industrialmente através da seguinte reacção:
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (g)
A constante de equilíbrio desta reacção, a 500 K, é 10,5.
Num vaso reactor de 5,0 dm 3, a essa temperatura, o sistema tem a
seguinte composição: 0,100 mol de CH3OH; 0,50 mol de CO e 0,50
mol de H2.
Qual o sentido em que o sistema evolui até atingir o equilíbrio?
Q = 20  comparando com Kc verifica-se que a mistura reaccional está em
desequilíbrio, Q  Kc.
Como Q > Kc, a reacção evoluirá no sentido inverso.
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Exercício
Considere a reacção:
SO2 (g) + NO2 (g)  SO3 (g) + NO (g)
A constante de equilíbrio (Kc) desta reacção é 9,0 a, 700 °C.
Num vaso reactor a 700 °C encontram-se 2,0 x 10-3 mol de SO2; 2,0 x 10-3 mol
de NO2; 1,0 x 10-3 mol de SO3 e 1,0 x 10-3 mol de NO.

Verifique que não se trata de uma situação de equilíbrio.

Em que sentido progride a reacção?
Q = 0,25  comparando com Kc verifica-se que a mistura reaccional está em
desequilíbrio, Q  Kc.
Como Q < Kc, a reacção evoluirá no sentido directo.
Factores que influenciam a evolução do sistema
O estado de equilíbrio de um sistema reaccional é dinâmico, ou seja, a
reacção que ocorre nesse sistema evolui nos dois sentidos (com a
mesma rapidez).
Por este motivo, um sistema em equilíbrio pode ser perturbado por
diversos factores externos.
O modo como um sistema reaccional em equilíbrio evolui, quando
sofre a influência desses factores, pode prever-se pelo princípio de Le
Chatelier.
Os factores que podem influenciar o estado de equilíbrio de um
sistema são:
– a concentração de reagentes e/ou produtos;
– a pressão do sistema;
– e a temperatura.
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O Princípio de Le Chatelier
O que é que acontece quando um sistema em equilíbrio é perturbado
(alteração da temperatura, da concentração ou da pressão)?
Em 1884, o químico francês, Henry Louis Le Chatelier enunciou o
princípio, com o mesmo nome, que responde a esta questão.
Variação da concentração de reagentes e/ou produtos
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Gráficos da variação da concentração
Gráficos da variação da concentração
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Variação da pressão do sistema
Gráficos da variação da pressão do sistema
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Gráficos da variação da pressão do sistema
Variação da pressão do sistema
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Variação da temperatura do sistema
Variação da temperatura do sistema
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Os catalisadores
Se um catalisador for adicionado a um
sistema em equilíbrio, irá contribuir para
um aumento ou diminuição da
velocidade das reacções directa e
inversa, na mesma extensão.
Se o catalisador for positivo e se o
sistema não estiver em equilíbrio,
quando o catalisador é adicionado, as
velocidades (directa e inversa) da
reacção aumentarão, de forma a que o
estado de equilíbrio se atinja mais
rapidamente.
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