Problemática da influência de gases inertes no Equilíbrio Químico e sua abordagem pedagógica

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1 Equilíbrio Químico 3 Problemática da influência de gases inertes no Equilíbrio Químico e sua abordagem edagógica 3.1 Equilíbrio Químico Nesta rimeira secção, do caítulo referente à roblemática central da tese, serão abordados os conceitos fundamentais associados ao Equilíbrio Químico, sendo a mesma estruturada de acordo com os seguintes objectivos: - Focar sobretudo o caso de sistemas gasosos, visto ser sobre estes que se centra a questão levantada; - Descrever o Equilíbrio Químico em sistemas ideais, nos asectos essenciais, ara a comreensão do mesmo em sistemas reais (o que será exlorado na secção 3.3). Deste modo, as deduções quer do onto de vista cinético, quer do onto de vista termodinâmico não são exaustivas, uma vez que tais descrições arofundadas se encontram fora do âmbito deste trabalho. - abordar os conceitos habitualmente focados no ensino desta temática, or forma a estabelecer uma continuidade lógica com a secção 3., onde são aontadas as dificuldades relacionadas com o ensino do Equilíbrio Químico Conceito de Equilíbrio Químico Naoleão Bonaarte recrutou o Químico francês Bertholet ara o acomanhar como conselheiro na sua exedição ao Egito em 1798 (Lower, 001). Uma vez no Egito, Bertholet verificou a existência de deósitos de carbonato de sódio nas margens de alguns lagos salgados. Este, concluiu que o carbonato de sódio encontrado devia ter sido formado ela acção de uma solução salgada sobre calcário, num rocesso oosto àquele com que ele já estava familiarizado e que se acreditava decorrer de forma irreversível em laboratório (Tretow, 1980). Estas observações levaram-no a questionar o facto de uma reacção só oder decorrer num sentido. 5

2 Equilíbrio Químico Reconhecendo que o curso de uma reacção química deende das quantidades das esécies reagentes, das afinidades intrínsecas entre si e das condições envolventes, Bertholet tomou conhecimento do conceito actualmente designado reversibilidade. Dizer que uma reacção é reversível significa que é ossível que a mesma evolua num ou noutro sentido, como se verificou com o sistema: Na CO 3 (cr) + CaCl (aq) CaCO 3 (cr) + NaCl (aq) (1) Numa equação química, o facto da reacção ocorrer significativamente nos dois sentidos, designados directo ( ) e inverso ( ), é reresentado ela seta de dulo sentido. "São oucas as reacções químicas que se dão num único sentido. A maior arte das reacções é reversível, em maior ou menor extensão. No início de um rocesso reversível, a reacção dá-se no sentido da formação dos rodutos. Logo que se formam algumas moléculas de roduto, começa o rocesso inverso, isto é, começam a formar-se moléculas de reagente a artir de moléculas de roduto" (Chang, 005). Um outro conceito, associado à reversibilidade, ode ser verificado com base na reacção anterior. A resença do sal dissolvido em contacto com o deósito, ermite concluir que reagentes e rodutos se encontravam simultaneamente resentes ara a reacção da equação 1. De facto, muitas reacções não ocorrem de forma comleta, não existindo a total conversão de nenhum dos reagentes resentes em rodutos. Quando se encontram reunidas determinadas condições, as reacções reversíveis odem evoluir ara um estado de equilíbrio dinâmico, no qual as concentrações dos reagentes e dos rodutos ermanecem constantes ao longo do temo e não se observam variações visíveis no sistema. No entanto, a actividade a nível molecular é grande ois as moléculas de reagente continuam a dar origem a moléculas de roduto e vice-versa (Chang, 005). O conceito de Equilíbrio Químico desenvolve-se em torno da definição deste estado e da clarificação dos factores que influenciam o mesmo. O estado de equilíbrio ode ser atingido em graus variáveis de avanço da reacção, deendendo de múltilos factores. Existem situações limite, em que as circunstâncias em que a reacção decorre conduzem ao favorecimento muito acentuado de um dos sentidos. Neste caso, a concentração dos rodutos no sistema reaccional em equilíbrio ode ser de tal modo suerior à concentração residual dos reagentes, que, ara todos os fins ráticos, a 53

3 Equilíbrio Químico reacção ocorre de forma comleta (Atkins, 1998), quer isto dizer que se desenrola até que um dos reagentes se esgote comletamente. Passou mais de meio século desde as rimeiras observações de Bertholet, até que interretações mais concretas sobre o Equilíbrio Químico surgissem (Tretow, 1980). As exlicações do fenómeno do Equilíbrio Químico foram fundadas essencialmente na base de duas ersectivas teóricas diferentes: termodinâmica e cinética (Van Driel e Gräber, 00). No camo termodinâmico, o fenómeno do Equilíbrio Químico começou or ser associado ao conceito de entroia. A entroia é a roriedade do sistema normalmente associada à quantidade de desordem (Reger et al, 1997). Horstmann, em 1873, defendeu que um sistema se encontrava em Equilíbrio Químico quando a sua entroia estava num máximo (Van Driel e Gräber, 00), associando tal facto ao sistema tender ara uma situação mais estável. No caso de um sistema não isolado é a entroia do universo que deve ser tomada em consideração. O sistema evolui esontaneamente ara o estado de equilíbrio orque a entroia do universo aumenta, ou seja, a variação da entroia do universo é ositiva. Esta variação é dada ela soma das variações das entroias do sistema e do exterior (Reger et al., 1997). Formulações quantitativas do Equilíbrio Químico, derivadas com base em considerações energéticas foram formuladas mais tarde or Van't Hoff e Gibbs (Van Driel e Gräber, 00). A introdução das energias de Gibbs e Helmotz facilitam a análise da condição de equilíbrio ois ermitem defini-la unicamente com base nas roriedades do sistema. A energia de Helmotz (Azevedo, 00) define-se como A = E TS () sendo E a energia interna, T a temeratura e S a entroia do sistema. Para a energia de Gibbs (Azevedo, 00), tem-se G = H - TS (3) sendo H a entalia do sistema, T a temeratura e S a entroia do sistema. Num sistema a temeratura e volume constantes, uma transformação é esontânea se da<0 e a temeratura e ressão constantes se dg<0. Numa subsecção seguinte desta tese o estudo relativo à adição de gases inertes será efectuado a volume e temeratura constantes. No entanto, tendo em conta que nesta 54

4 Equilíbrio Químico subsecção está a ser efectuado um estudo genérico, que ermita chegar às exressões fundamentais que quantificam o equilíbrio químico, será utilizada a energia de Gibbs, uma vez que é bastante mais familiar, indo assim de encontro à comonente educacional incororada nesta dissertação. Verifica-se, ortanto, que o sistema tende a evoluir ara um estado em que a energia é mínima. Assim, a energia de Gibbs deverá ter o seu valor mínimo no estado de equilíbrio. A situação mais favorável, que minimiza G, ou seja, que imlica um valor negativo de G é um aumento da entroia ( S ositiva) e uma diminuição da entalia ( H negativa). A variação da entalia do sistema corresonde ao calor osto em jogo em condições de ressão constante (Atkins, 1998). Quando o sistema aumenta em desordem e erde calor a reacção é de certo esontânea. Não é, no entanto, necessário que assim seja ara que um rocesso evolua esontaneamente, visto que outras configurações oderão levar a um valor negativo de G, tudo deendendo das quantidades relativas envolvidas na seguinte equação: G = H -T S (4) Quando todas as substâncias resentes num sistema reaccional estão nas condições adrão, é ossível definir a energia de Gibbs adrão da reacção (Atkins, 1998), r Gº = r H º-T r Sº (5) em que todas as grandezas são determinadas em condições adrão. Saber que o equilíbrio acontece no valor mínimo da energia de Gibbs, não é condição suficiente ara conhecer a comosição do sistema neste estado. Para tal, é necessário um estudo mais arofundado. Em rimeiro lugar observe-se que o mínimo da energia ocorre numa dada fase de evolução do sistema entre reagentes e rodutos. Imõe-se então a definição da variável ξ, a qual reresenta o grau de avanço da reacção e se exrime em moles. A sua variação indica o número de moles de reagente em transformação (Atkins, 1998). Efectuando a derivada da energia de Gibbs em relação ao grau de avanço da reacção dever-se-á obter um valor nulo no Equilíbrio Químico, o que indica a resença de um mínimo, como ilustra o Gráfico 3.1 adatado de Atkins (1998). 55

5 Equilíbrio Químico Energia de Gibbs, G r G < 0 r G = 0 r G > 0 Extensão da Reacção, ξ Gráfico Variação da energia de Gibbs com a extensão da reacção Adatado de: Atkins, 1998 Assim, a ressão e temeratura constantes, a esontaneidade de uma reacção ode ser exressa com base em r G, que or sua vez ode também ser definida como a variação da energia de Gibbs em relação ao grau de avanço da reacção (Atkins, 1998): r G G = ξ (6) Embora o símbolo esteja normalmente associado a uma diferença entre valores, neste caso simboliza a derivada de G em relação a ξ. Contudo, a reresentação em questão relaciona-se com o facto desta função se oder exressar em termos de diferença entre os otenciais químicos dos reagentes e dos rodutos de uma reacção, como se verá em seguida. Os otenciais químicos (reresentados or µ) demonstram como a energia de Gibbs de um dado sistema varia quando se fazem alterações de comosição. No caso das misturas, o otencial químico de um dado comonente é a contribuição dessa esécie ara energia de Gibbs. Assim, o otencial químico de um comonente A define-se como a energia de Gibbs arcial molar, a ressão e temeratura constantes (Atkins, 1998), µ A G = na (7) sendo n A a quantidade de substância do comonente A e salvaguardando-se a manutenção da quantidade de substância dos restantes comonentes. A energia de Gibbs está assim deendente da variação dos otenciais das esécies. Para um sistema comosto or A, B,..., em que a temeratura e a ressão são constantes 56

6 Equilíbrio Químico dg = µ A dn A + µ B dn B +... (8) No caso de um sistema reaccional, uma vez definido o grau de avanço da reacção e considerando a reacção genérica: A B (9) ode-se escrever a equação 10 dg = -µ A dξ + µ B dξ = (µ B -µ A ) dξ (10) A equação anterior ode ainda ser rescrita (Atkins, 1998) e ortanto G = µ B µ A ξ G=µ r B µ A (11) (1) r G ode, ois, ser interretado como a diferença entre os otenciais químicos de rodutos e reagentes na comosição da mistura reaccional (Atkins, 1998). Para um gás erfeito uro, os otenciais químicos são definidos com base na equação µ = µº + RT ln P (13) Pº em que µº é o otencial adrão do gás, R a constante dos gases e Pº a ressão adrão, sendo que um gás erfeito está no seu estado adrão quando a sua ressão for Pº, ou seja, 1 bar (Atkins, 1998). No caso de um comonente gasoso de uma mistura onde a sua ressão arcial é A, o otencial químico é dado or (Azevedo, 00) A µ Α = µº A + RT ln (14) Pº Com base na definição dos otenciais químicos, ode-se chegar a uma forma da energia de Gibbs muito favorável ara a descrição do estado de equilíbrio. A e B reresentam gases ideais e já que o estado adrão de ambos é 1 bar, tem-se (Atkins, 1998), G = µ µ r B = ( µ º B A + RT ln B = + rgº RT ln 57 ) ( µ º B A A + RT ln A ) (15)

7 Equilíbrio Químico Uma vez que se está a assumir qualquer estado de energia do sistema, a relação entre as ressões arciais na equação anterior designa-se quociente da reacção, r G = r Gº + RT ln Q (16) No equilíbrio, r G = 0, sendo ossível relacionar a constante de equilíbrio com a energia de Gibbs adrão da reacção r Gº = - RT ln K (17) Escrevendo a equação em ordem à constante de equilíbrio, obtém-se rgº K = ex (18) RT A equação da constante de equilíbrio ara a reacção genérica considerada, é Beq K = (19) Aeq A designação K deve-se ao facto da constante de equilíbrio ter sido definida em termos de ressões arciais. A equação ara a constante de equilíbrio, obtida artindo da reacção simles considerada, é alicável em todos os casos, sendo que na resença de coeficientes estequiométricos não unitários, as ressões terão de ser elevadas aos resectivos coeficientes. Como exemlo deste tio de reacção, considere-se a seguinte equação ma + nb qc + rd (0) Para esta reacção r G escreve-se r G = rµ D + qµ C nµ B mµ A (1) Logo, ara a constante de equilíbrio tem-se K = q C m A.. r D n B () Esta constante é habitualmente usada quando se trabalha com sistemas gasosos, mas outras constantes de equilíbrio oderão ser definidas. K c é a constante de equilíbrio definida em termos de concentrações de reagentes e rodutos. Escrevendo K c ara a reacção, obtém- -se: K c = q r [ C ].[ D ] [ A ] m.[ B ] n 58 (3)

8 Equilíbrio Químico Tendo em conta a lei dos gases erfeitos PV = nrt (4) que relaciona as variáveis P (ressão), T (temeratura absoluta), n (quantidade de substância) e V (volume), sendo R a constante dos gases, é ossível estabelecer a relação entre K c e K : K = K c (RT) ν (5) sendo ν igual à diferença entre os somatórios dos coeficientes estequiométricos dos rodutos gasosos e dos coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos. Numa ersectiva cinética Pfaundler, ensando em termos moleculares, afirmou que no equilíbrio o número de moléculas em decomosição num dado momento, deveria ser igual ao número de moléculas do mesmo tio em formação (Tretow, 1980). Em 1867 dois Químicos noruegueses, Guldberg e Wage, desenvolveram uma exressão matemática, relacionando as concentrações no equilíbrio, baseando os seus cálculos em dados emíricos (Van Driel e Gräber, 00). Actualmente, a formulação do equilíbrio artindo do onto de vista cinético tem uma exressão quantitativa definida, assim como uma interretação do fenómeno a nível microscóico com base na teoria das colisões. Sabemos que a ocorrência de uma determinada reacção em fase gasosa resulta de colisões eficazes existentes entre as artículas, o que leva à formação de novas substâncias. Se entre estas novas substâncias existirem características que ossibilitam a colisão eficaz, a reacção inversa ode também ocorrer. A ocorrência simultânea da reacção nos dois sentidos leva a que arte do reagente consumido na reacção directa seja reosto ela reacção inversa. No entanto, inicialmente dada a maior quantidade reagentes, a reacção começa or ocorrer a maior velocidade no sentido directo, velocidade esta que vai descendo à medida que a concentração de rodutos vai aumentando, fazendo subir a velocidade da reacção inversa (Gráfico 3.). Assim, se o sistema reaccional for fechado, evitando a erda de reagentes ou rodutos, a reacção ode evoluir ara um estado em que não se verificam quaisquer alterações das variáveis macroscóicas, o já referido estado de equilíbrio. No entanto, este estado está longe de ser estático, dado que microscoicamente as reacções directa e inversa nunca deixam de ocorrer, verificando-se aenas que estas decorrem com igual velocidade 59

9 Equilíbrio Químico (Gráfico 3.). Por esta razão o Equilíbrio Químico é muitas vezes designado equilíbrio dinâmico. Gráfico 3. - Reresentação da velocidade da reacção directa (R P ) e da reacção inversa (P R) ao longo do temo. (Fonte: Paiva et al., 1998) Recorde-se a reacção genérica ma + nb qc + rd (0) e suonha-se que decorre num só asso, ou seja, é uma reacção elementar 1. A velocidade da reacção directa é dada or v d = k d [A] m. [B] n (6) sendo k d a velocidade esecífica da reacção directa, à temeratura considerada. Do mesmo modo, tem-se ara a velocidade da reacção inversa v i = k i [C] q. [D] r (7) sendo agora k i a velocidade esecífica da reacção inversa. De acordo com o já referido, a condição de equilíbrio é v d = v i (8) Igualando as duas velocidades, obtém-se a equação seguinte (Reger et al, 1997), em que as concentrações das esécies corresondem àquelas que se verificam no equilíbrio 1 Há que denotar que neste caso os valores dos coeficientes estequiométricos da reacção ficam necessariamente muito limitados. A limitação no que reseita à ocorrência de uma reacção de modo elementar ode ser comreendida com base na mecânica quântica, mais concretamente atendendo ao rincíio da exclusão de Pauli de acordo com o qual o número máximo de electrões que odem ocuar simultaneamente uma orbital é de dois. 60

10 Equilíbrio Químico k [ A] m.b [ ] n k [ C] q.[ D] r d = i (9) Partindo desta relação ode-se chegar à definição de constante de equilíbrio, já obtida na sequência da abordagem termodinâmica, K c = k k d = i q r [ C].[ D] [ A] m.[ B] n (30) Quando as concentrações resentes na equação anterior não são as de equilíbrio, a equação assa a designar-se or quociente da reacção odendo reresentar qualquer estado do sistema. A Figura 3.1 (ágina seguinte) descreve o modo como uma reacção genérica: A B, evolui ao longo de vários instantes até ser atingido o estado de equilíbrio. Tal é efectuado or meio de uma analogia com esferas alternam de cor entre reagentes e rodutos. Procura-se ilustrar como o sistema tende a evoluir ara um estado em que a velocidade das duas reacções é semelhante, o que não significa igualdade entre as concentrações de reagentes e rodutos, mas aenas manutenção dessas concentrações ao longo do temo. Certos autores referem uma abordagem termodinâmica enquanto outros otam or uma abordagem cinética. Banerjee (1995), or exemlo, defende que a termodinâmica é o caminho mais lógico de discutir o Equilíbrio Químico, uma vez que as leis do equilíbrio se baseiam na termodinâmica e não na cinética. Uma das grandes desvantagens associadas à aroximação cinética do equilíbrio relaciona-se com a alicação das exressões matemáticas aenas a reacções elementares. Esse facto foi salvaguardado no início do tratamento cinético efectuado nesta secção. Para atingir uma equação mais abrangente ara o Equilíbrio Químico, baseada em teorias cinéticas é necessário recorrer a exlicações mais comlexas (Van Driel e Gräber, 00) que se encontram fora do âmbito desta dissertação. Para que uma reacção ocorra significativamente nos dois sentidos, é necessário que estejam reunidas quer as condições termodinâmicas, quer cinéticas. Do onto de vista termodinâmico a energética determina a extensão da reacção, e a cinética a ocorrência da mesma em temo útil. No estado de equilíbrio existem características articulares dos dois 61

11 Equilíbrio Químico ontos de vista, que odem ortanto ser usadas ara o classificar e também interretar alterações ao mesmo, como será visto na róxima sub-secção. A B Início Nº de reagentes = 1 Nº de rodutos = 0 Ao fim de t 1 Nº de reagentes = 1-5 = 16 Nº de rodutos = 5 Ao fim de t Nº de reagentes = = 13 Nº de rodutos = = 8 Ao fim de t 3 Nº de reagentes = = 1 Nº de rodutos = = 9 Ao fim de t 4 Nº de reagentes = = 1 Nº de rodutos = = 9 Ao fim de t 5 Nº de reagentes = = 1 Nº de rodutos = = 9 Figura Reresentação da conversão de regentes em rodutos or meio de uma analogia com esferas que alternam de cor, desde do início da reacção até ser atingido o Equilíbrio Químico. A fracção de conversão de reagentes em rodutos é de 1/4 e de rodutos em reagentes é de 1/3. 6

12 Equilíbrio Químico Partindo de qualquer uma destas abordagens, a quantificação da extensão com que uma reacção química ocorre em determinadas condições do sistema, é feita com base na constante de equilíbrio. Quanto maior for a constante de equilíbrio, maior será a extensão da reacção no sentido ara o qual a mesma for calculada. A quantificação do Equilíbrio Químico em termos da quantidade de rodutos formada face à quantidade de reagentes fornecida é essencial, or exemlo, ara a indústria química no controlo da rodutividade. Uma das características universais do Equilíbrio Químico é que indeendentemente da reacção se iniciar elos reagentes ou elos rodutos de reacção, este estado é igualmente atingido. O gráfico seguinte ilustra este facto e ainda a obtenção de comosições de equilíbrio semelhantes no caso de se iniciar com concentrações totais iguais de reagentes e rodutos. Concentração mol L -1 temo Estado de equilíbrio Gráfico Reresentação da variação da concentração em função do temo artindo de reagentes e rodutos (Fonte: Lower, 001) temo Estado de equilíbrio Outro asecto a ter em conta é o das unidades da constante de equilíbrio. Acontece, que como foi visto quando se escreveram os otenciais químicos, todos os termos são na realidade divididos elos valores no estado adrão. Assim, os valores intervenientes na constante de equilíbrio termodinâmica, são na realidade, razões divididas ela quantidade unitária que reresenta o estado adrão dos gases. Este facto exlica a não consideração ara a constante de equilíbrio de líquidos e sólidos uros intervenientes na reacção: ara estes o estado adrão é a sua concentração, a qual deende da massa molar e densidade que são constantes elo que a razão resulta num termo semre unitário (Lower, 001). Assim, se na equação forem incluídos os estados adrão, a constante não tem unidades. No entanto, se tal não for efectuado deveriam ser colocadas unidades na constante quando ν 0. Na realidade esta é uma questão que ainda contínua a causar controvérsia. A rória IUPAC (International Union of Pure and Alied Chemistry / União 63

13 Equilíbrio Químico Internacional de Química Pura e Alicada) mantém duas ossibilidades ara a constante de equilíbrio, uma adimensional, vulgarmente referida como constante de equilíbrio termodinâmica e outra envolvendo dimensões (IUPAC, 1993), reconhecendo assim um carácter termodinâmico e não termodinâmico ara a constante de equilíbrio (Gil e Paiva, 1999). Denote-se que as equações deduzidas ara a constante de equilíbrio nesta sub-secção são válidas aenas ara sistemas ideais e, como se verá oortunamente neste caítulo, terão de ser reformuladas com base em novas grandezas, no caso de não ser ossível ter or base o modelo ideal Perturbação e restabelecimento do Equilíbrio Químico A alteração das condições de um sistema que se encontra em Equilíbrio Químico, ao significar variações na energia do mesmo, ode consequentemente significar a alteração do estado de equilíbrio. Tal, significa a variação das quantidades de reagentes e rodutos resentes e até mesmo, em certos casos, alteração no valor da constante de equilíbrio. Para melhor salientar a imortância dos efeitos de alteração das condições de um sistema em Equilíbrio Químico, tome-se em consideração o rocesso Haber, desenvolvido or este Químico alemão entre 1905 e 1911 e que é descrito ela equação química seguinte: N (g) + 3H (g) NH 3 (g) (31) A reacção de síntese do amoníaco a artir dos seus elementos constituintes, no estado gasoso, é uma reacção assível de evoluir ara um estado de Equilíbrio Químico desde que algumas das condições fundamentais, como o decurso em sistema fechado, se mantenham ao longo da reacção. Sendo este um rocesso com extrema imortância industrial, através da revisão dos acontecimentos desencadeados ela alteração da ressão, concentração ou temeratura, oderão ser definidas as condições reaccionais ideais. Certamente que Haber se questionou, or diversas vezes, acerca de como oderia otimizar o rocesso e quais a variáveis a controlar, até orque inicialmente o mesmo não se mostrou rentável. Nesta secção rocura-se evidenciar como foram tratadas questões 64

14 Equilíbrio Químico como a que temeratura deverá decorrer o rocesso Haber ara que o rendimento seja máximo? ou quais as condições de ressão ideais dentro do reactor?. Um método qualitativo de avaliar o que ocorre num sistema quando determinada variação é imosta, é utilizar uma regra definida or Le Chatelier deois de ter verificado um facto comum a todos os sistemas em Equilíbrio Químico. Existem inúmeras formulações desta regra que ficou conhecida como o Princíio de Le Chatelier, sendo um dos ossíveis enunciados o seguinte: "Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a uma erturbação (tal como uma alteração de temeratura, ressão ou concentração) o equilíbrio desloca-se no sentido que minimiza o efeito dessa alteração, até se estabelecer um novo estado de equilíbrio." Le Chatelier derivou o seu rincíio da exeriência e não aresentou fundamentos teóricos ara o mesmo, tendo sido a sua rimeira formulação aresentada em (Tretow, 1980). Em 1888, Le Chatelier aresentou uma reformulação do seu rincíio: "Qualquer alteração num dos factores que afectam o equilíbrio, rovoca uma resosta do sistema numa direcção tal, que o factor em questão sofre uma alteração em sentido oosto ao original." (Tretow, 1980). No entanto, este rinciio só se alica quando as alterações ao equilíbrio são efectuadas de acordo com algumas condições, elo que é, muitas das vezes, necessário recorrer a outro tio de raciocínios ara comreender a evolução de um sistema em equilíbrio quando sujeito a alterações. Por forma a mais facilmente associar os acontecimentos no sistema com as alterações imostas, serão aresentados ao longo deste tóico esquemas baseados nos ublicados or Huddle (1998). A Figura 3. reresenta o rimeiro destes esquemas, que servirá de base ara comaração e no qual se suõe um sistema em Equilíbrio Químico. Figura 3. - Comosição de um sistema em equilíbrio ara uma reacção exotérmica simbólica: (g) (g) 65

15 Equilíbrio Químico Variações de ressão do sistema em Equilíbrio Químico A variação da ressão total influencia, sobretudo, sistemas com constituintes gasosos. Em rimeiro lugar há que distinguir entre duas formas segundo as quais se ode aumentar a ressão total de um sistema reaccional: ela injecção de um gás inerte, o que será objecto de investigação arofundada na secção 3.3 deste caítulo (remetendo-se a abordagem desta questão ara essa fase) ou or diminuição do volume. Suonha-se que a ressão total do sistema referente à síntese do amoníaco é aumentada or diminuição de volume, a temeratura constante. De acordo com o rincíio de Le Chatelier, a resosta do sistema será no sentido de diminuir a ressão. Para tal, o equilíbrio tenderá a deslocar-se no sentido da formação do menor número de moles de esécies gasosas. Recordando a equação da reacção, N (g) + 3H (g) NH 3 (g) (31) existem quatro moles de esécies gasosas nos reagentes e duas moles de esécies gasosas nos rodutos, elo que o equilíbrio irá deslocar-se no sentido directo, sendo favorecida a formação de amoníaco. Em sistemas cujo número de moles de esécies gasosas é semelhante nos reagentes e nos rodutos, não há influência or arte da variação da ressão total, or alteração de volume. Para analisar a situação do onto de vista quantitativo é necessário usar outros recursos, ara além do rincíio de Le Chatelier. Do onto de vista termodinâmico verifica-se que a constante de equilíbrio deende do valor de r Gº, que é definida à ressão adrão. Assim, r Gº e ortanto K, não deendem da ressão total do sistema a que o equilíbrio é estabelecido (Atkins, 1998). Contudo, aesar do valor de K não variar com a ressão, a comosição de equilíbrio não é necessariamente indeendente da ressão. Considere-se a constante de equilíbrio em termos de ressões ara a reacção de síntese do amoníaco, K = (N ) eq (NH ) eq 3 3 (H ) eq (3) em que as quantidades reresentadas corresondem às ressões de equilíbrio, ara uma determinada comosição do sistema. Qualquer alteração de ressão total que influencie o 66

16 Equilíbrio Químico estado de equilíbrio deverá imlicar a variação da ressão arcial das esécies intervenientes na reacção, de modo a que a razão entre as mesmas na equação 3 se altere. Nesse caso, uma vez que as ressões arciais deixam de ser as de equilíbrio, a equação anterior assa a corresonder ao quociente da reacção Q = (N (NH ) ) 3 3 (H ) (33) Mas de que forma a variação da ressão total se reercute na alteração das ressões arciais? Para dar resosta a esta questão, recorde-se a lei dos gases erfeitos, escrevendo a mesma, ara o caso de um comonente A da mistura reaccional A = nart V sendo n A a quantidade de substância do comonente A na mistura. Suondo que a ressão arcial anterior é a do reagente A no equilíbrio, ao aumentar a ressão total ara o dobro no instante t 1, a temeratura constante, o volume é reduzido a metade, logo A n A RT ( t1 ) = = 1 V n A RT (34) V (35) Tendo em conta que A (t 1 ) = A, ode-se escrever o quociente da reacção, como Q = (N ) eq (NH ) eq (H ) eq = 1 4 (N ) eq (NH ) eq 3 3 (H ) eq (36) Uma vez que Q < K, o equilíbrio vai-se deslocar no sentido directo (formação de rodutos da reacção), or forma a aumentar o valor de Q, até que este retorne ao valor de K. A análise em termos da constante de equilíbrio está, ortanto, de acordo com o revisto elo rincíio de Le Chatelier. É imortante salientar que quando se aumenta a ressão total, a ressão arcial de todas as substâncias resentes vai aumentar. Embora o equilíbrio se desloque no sentido do menor número de moles de esécies gasosas, todas as ressões arciais serão sueriores no novo equilíbrio em relação ao equilíbrio inicial. Aenas a fracção molar das esécies consumidas no deslocamento do equilíbrio diminui (Knox, 1985). Do mesmo modo, a 67

17 Equilíbrio Químico diminuição da ressão do sistema, indeendentemente do facto de rovocar o seu deslocamento no sentido da rodução do maior número de moles de esécies gasosas, reresenta a diminuição de todas as ressões arciais no novo equilíbrio (Allso e George, 1984). Voltando ao sistema reresentado na Figura 3. e aumentando a ressão or diminuição do volume, verifica-se que a comosição do estado de equilíbrio se mantém. Como se trata de uma reacção sem variação do número total de moles de esécies gasosas entre reagentes e rodutos da reacção, neste caso não se verificam efeitos na variação da ressão, daí a reresentação ser semelhante, em comosição, ao sistema da Figura 3.. Figura Equilíbrio estabelecido deois do aumento da ressão ara o sistema em equilíbrio reresentado na Figura 3.. A conclusão de que variações de ressão não afectam reacções com ν = 0 é facilmente obtida com a análise em termos de constante de equilíbrio anteriormente efectuada, dado que ocorre o cancelamento dos coeficientes estequiométricos, mantendo-se a razão entre as ressões arciais. Do onto de vista cinético, as alterações ao equilíbrio odem ser interretadas com base na teoria das colisões. No caso da ressão, uma subida da mesma irá aumentar a concentração das esécies resentes no sistema, devido à diminuição do volume. Este facto irá aumentar a velocidade das reacções directa e inversa. No entanto, este aumento será mais notório onde se verificar a existência de maior número de moles de esécies gasosas (devido à elevação das concentrações aos resectivos coeficientes estequiométricos), elo que a reacção evoluirá no sentido de consumo dessas esécies, até nova igualdade se verificar entre as velocidades das duas reacções. 68

18 Equilíbrio Químico Adição e remoção de reagentes e rodutos ao sistema em Equilíbrio Químico A adição ou remoção de esécies articiantes na reacção é outro dos factores erturbadores do Equilíbrio Químico. De acordo com o rincíio de Le Chatelier, ode-se rever que a adição de um reagente a um sistema em equilíbrio irá levar a que este se desloque no sentido de contrariar o aumento de concentração imosto, o que aenas será conseguido com o deslocamento do equilíbrio no sentido directo (gasto de reagentes e formação de rodutos). Todavia, esta revisão efectuada elo rincíio de Le Chatelier, só é válida se a adição de reagente for efectuada a volume e temeratura constantes, como se verá em seguida. Assim, ara efectuar análises quantitativas, ou mesmo qualitativas, alicáveis a casos que o rincíio de Le Chatelier não revê, mais uma vez é necessário roceder a outras análises. Considere-se novamente a reacção de síntese do amoníaco, bem como a sua constante de equilíbrio e o quociente da reacção, dados elas equações 3 e 33, resectivamente. Quando se adiciona um reagente, a volume e temeratura constantes, altera-se a ressão arcial e o número de moles deste reagente e consequentemente a ressão total irá também aumentar, devido ao aumento do número total de moles. Contudo, as ressões arciais dos restantes constituintes mantêm-se, uma vez que nenhum dos factores que as determinam variam. Assim, verifica-se aenas o aumento na ressão arcial de um dos reagentes, o que conduz a Q < K e ortanto o sistema terá de evoluir no sentido de formação de rodutos, em que Q aumenta ara retomar ao valor de K. Este deslocamento no sentido de formação de rodutos, é uma das razões elas quais, em diversos reactores, vai sendo adicionado reagente em excesso ao equilíbrio estabelecido. As alterações das quantidades de reagentes ou rodutos e as alterações de ressão, levam a um restabelecimento do equilíbrio, que conduz semre a um retorno ao valor de K. Tal acontece, ois estas alterações não interferem directamente no valor de K, uma vez que não influenciam r Gº, que o determina. Assim, as ressões arciais ajustam-se até que G atinja um mínimo, levando a que G / ξ seja nulo (David, 1988). Recorrendo a uma interretação cinética, mais uma vez com base nas teoria das colisões, conclui-se que o maior número de artículas de reagentes, resentes ela adição efectuada, leva à existência de um maior número de colisões entre as artículas de hidrogénio e azoto, resultando num aumento momentâneo da velocidade da reacção directa 69

19 Equilíbrio Químico (Tyson et al., 1999). Esta, vai deois diminuindo, enquanto a velocidade da reacção inversa aumenta, ara que se estabeleça m novo equilíbrio. Assim, ocorre um aumento da concentração de amoníaco e no novo equilíbrio a velocidade das reacções directa e inversa é suerior à do anterior equilíbrio. A adição de um roduto da reacção ou a remoção de um reagente, a temeratura e volume constantes, terá, obviamente, um efeito contrário ao verificado acima. Considere-se que se adiciona roduto ao equilíbrio da Figura 3.. Figura Equilíbrio estabelecido deois da adição de roduto ao sistema em equilíbrio reresentado na Figura 3.. Algum do roduto adicionado é gasto, mas reare-se que no novo equilíbrio a constante tem de ser a mesma, ortanto a roorção é semelhante (9:6 = 6:4). Note-se ainda, que a quantidade de roduto no segundo equilíbrio, aesar de diminuir em relação a quantidade no momento da adição, é de qualquer modo suerior à existente no rimeiro equilíbrio. Estes resultados corresondem, como já havia sido referido, à adição de reagentes a volume e temeratura constantes. Trabalhando em sistemas abertos, onde a ressão se mantém, enquanto o volume é variável, a resosta do equilíbrio à erturbação é diferente (Solaz e Quílez, 001). Se a adição de reagente for efectuada a ressão e temeratura constantes, existem dois factores a actuar em oosição (Allso e George, 1984). Por um lado, a adição de azoto ao equilíbrio de síntese do amoníaco, é eserada resultar no deslocamento no sentido directo or aumento do número de moles de um dos reagentes, como se verificou no caso anterior. Por outro lado, o aumento de volume que ocorre com esta adição, or modo a manter a ressão do sistema constante, levará a que todas as ressões arciais dos restantes constituintes desçam e o sistema se desloque no sentido da formação do maior número de moles de esécies gasosas. Assim, o deslocamento do 70

20 Equilíbrio Químico equilíbrio deenderá do efeito dominante, não odendo ser revisto elo rinciio de Le Chatelier directamente. Solaz e Quílez (001) estudaram a situação da adição de reagente A num sistema aberto, com ressão e temeratura constantes e deduziram a seguinte equação, a artir de considerações termodinâmicas: se e se x > m A ν x < m A ν a reacção desloca-se no sentido directo or adição do reagente a reacção desloca-se no sentido inverso or adição de reagente, em que x A é fracção molar do comonente A no sistema, dada elo quociente entre o seu número de moles e o número total de moles da mistura, n A /n T, m é o coeficiente estequiométrico do reagente A e ν a diferença entre os somatórios dos coeficientes estequiométricos dos rodutos gasosos e dos coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos, que ara a reacção da equação 0 é dada or: ν = (q+r)-(m+n). Variação da temeratura do sistema em Equilíbrio Químico A temeratura, sendo outro dos factores que influenciam o equilíbrio, tem um carácter articular. O rincíio de Le Chatelier revê que o equilíbrio de um sistema reaccional tenderá a deslocar-se no sentido endotérmico se a temeratura aumentar, uma vez que haverá absorção de energia térmica contrariando o efeito da elevação de temeratura. Inversamente o equilíbrio deslocar-se-á no sentido exotérmico se a temeratura diminuir, oondo-se à erturbação or libertação de calor (Atkins, 1998). O sentido de deslocamento do Equilíbrio Químico com variações de temeratura está, ortanto, deendente da reacção ser exotérmica ou endotérmica. Numa reacção exotérmica a variação da entalia é negativa, ou seja, é libertado calor. Já numa reacção endotérmica, a entalia é ositiva, corresondendo ao consumo de calor elo sistema, a ressão e temeratura constantes. Em rimeiro lugar, calculando a entalia da reacção de síntese do amoníaco, verifica-se que a reacção directa é exotérmica, sendo r H = - 9 kj mol -1. Tal, significa que 71

21 Equilíbrio Químico a energia libertada na formação dos rodutos é suerior à consumida na quebra das ligações dos reagentes. Uma vez que a reacção directa é exotérmica, a reacção no sentido inverso será endotérmica. Assim, ao aumentar a temeratura, o equilíbrio desloca-se no sentido inverso, ou seja, no sentido de consumo de amoníaco e formação de reagentes. Conclui-se, que no que diz reseito à temeratura, a formação do amoníaco será favorecida or temeraturas não muito elevadas. Sob o onto de vista termodinâmico, verifica-se que a temeratura actua directamente sobre a constante de equilíbrio da reacção, alterando o seu valor. Tal acontece, orque este factor influencia a tendência ara ocorrer reacção. A influência da temeratura no Equilíbrio Químico ode ser analisada igualando as equações 5 e 17 Resolvendo em ordem a K: r Hº- T r Sº = - RT ln K (37) Sº ln K= R r r H º RT (38) Ignorando a deendência de r Hº e r Sº com a temeratura, é ossível ver que o efeito em K se relaciona com o termo r Hº, mais roriamente com o seu sinal (Reger et al, 1997). Assim, uma vez que a variação em K imlica alteração do equilíbrio, o sinal de Hº é o factor determinante do sentido de deslocamento com a temeratura. Van't Hoff chamou a isto rincíio do equilíbrio móvel (Tretow, 1980). Assim, se Hº for negativo, o aumento de temeratura fará decrescer a constante de equilíbrio favorecendo a rodução de reagentes, verificando-se o oosto se Hº for ositivo. No que reseita à cinética, o efeito da temeratura sob o Equilíbrio Químico é interretado tendo em conta que reacções com maiores energias de activação são mais influenciadas ela temeratura. Numa reacção exotérmica, a reacção inversa tem maior energia de activação que a directa, logo com um aumento de temeratura, a velocidade da reacção inversa aumentará mais que a velocidade da reacção directa (Reger et al, 1997). Altera-se assim a razão entre as velocidades esecíficas e consequentemente a constante de equilíbrio. Há que salientar que embora uma reacção seja mais favorecida que outra, a velocidade de ambas aumenta com um aumento de temeratura. 7

22 Equilíbrio Químico Para o sistema reresentado na Figura 3., sendo uma reacção exotérmica, o aumento da temeratura vai corresonder ao deslocamento no sentido da formação de reagentes. Reare-se que agora, ao contrário dos casos anteriores, a fracção entre artículas de roduto e de reagente deverá variar, indicando alteração na rória constante de equilíbrio. Escolheu-se a título de exemlo a variação de 6:4 ara 5:5. Figura Equilíbrio Químico estabelecido deois do aumento de temeratura do sistema em equilíbrio reresentado na Figura 3.. Contudo, há que salvaguardar alguns asectos nesta análise. Acontece que se a variação de temeratura se der com variação da ressão, um aumento de temeratura irá rovocar um aumento da ressão do sistema. Como foi estudado anteriormente, o aumento da ressão terá efeitos no deslocamento do equilíbrio, no caso de se tratar de uma reacção com ν 0. Verifica-se que no caso de uma reacção com variação de entalia areciável, o efeito sobre Hº é dominante e a alteração do valor de K determina o sentido de deslocamento do equilíbrio. Contudo, numa reacção atérmica em que Hº = 0, ou mais realisticamente é muito baixo, este efeito oderá determinar o sentido de deslocamento do equilíbrio or variação da temeratura (Paiva e Gil, 001). Neste tio de reacções, o rincíio de Le Chatelier revê não haver alteração se o roblema for discutido em termos de Hº. No entanto, o argumento de que a temeratura resulta num aumento de ressão ode influenciar o estado de equilíbrio (Allso e George, 1984). De acordo com a análise efectuada, a temeratura deveria ser mínima e a ressão máxima ara maior rodutividade na reacção de síntese do amoníaco. No entanto, os dados aontam ara o uso de cerca de 75 K e 350 bar. Na realidade, outros factores se imõem além da extensão da reacção. 75 K é a menor temeratura à qual se verifica, usando catalisador, que a velocidade da reacção é 73

23 Equilíbrio Químico suficientemente razoável ara não limitar economicamente o temo útil da rodução industrial. Com o aumento da ressão, não só aumenta a quantidade de roduto sintetizado, mas também os custos dos equiamentos e de comressão. Assim, 350 bar arece ser o comromisso certo (Helfferich, 1985). Os gráficos seguintes ilustram a variação da quantidade de amoníaco com a ressão e temeratura (Lower, 001). Percentagem de NH3 na mistura em Equilíbrio Percentagem de NH3 na mistura em Equilíbrio Figura 3.6- Variação da quantidade de amoníaco roduzido, em função da temeratura e da ressão. Adatado de: Lower, 001 Quando Haber começou a desenvolver o seu método de síntese do amoníaco, or volta de 1905, este não se mostrou um rocesso rentável, a onto de comensar a sua rerodução a nível industrial (Lower, 001). Curiosamente, a descoberta essencial que viria a desertar o interesse elo método desenvolvido or este cientista, não se relacionou com uma das variáveis que afecta o Equilíbrio Químico, mas sim, com a velocidade da reacção: o uso de catalisadores. A velocidade com que decorre uma reacção química constitui, a ar com a extensão, um dos factores de relevo ara a rodutividade industrial. Assim sendo, não é suficiente a obtenção de um bom rendimento ara o rocesso, mas também que este decorra em temo útil (Lower, 001). Uma reacção que é termodinamicamente ossível, mas ara a qual não existe um mecanismo relativamente ráido, diz-se cineticamente limitada. Por outro lado, uma 74

24 Equilíbrio Químico reacção ráida, que ocorre em equena extensão, é dita termodinamicamente limitada (Lower, 001). O catalisador não afecta o estado de equilíbrio, ou a extensão de reacção, uma vez que aumenta igualmente a velocidade das reacções directa e inversa, elo que o seu único efeito é levar a que este estado seja atingido mais raidamente. A forma de actuação de um catalisador, baseia-se na diminuição da barreira de energia que é necessário ultraassar ara dar início à reacção, designada or energia de activação (Chang, 005). Mesmo uma reacção exotérmica, que liberta calor, recisa inicialmente de uma equena quantidade de energia ara que se inicie a reacção. Como exemlo, temos o caso da combustão de uma vela. Enquanto essa equena quantidade inicial de energia se relaciona com o factor cinético de ultraassar a barreira da energia de activação, já a libertação continua de energia deois da reacção se iniciar, está associada às características termodinâmicas que caracterizam a reacção. O catalisador utilizado no rocesso Haber é o ferro O Equilíbrio Químico, a Tecnologia e a Sociedade Para além da alicação à indústria química, o Equilíbrio Químico está também resente em múltilas actividades naturais e tecnológicas. Um destes exemlos é a sua relação com o funcionamento das lâmadas de halogéneo (Mission to Mars, 000). As lâmadas incandescentes vulgares ossuem um filamento de tungsténio (W) que é aquecido até uma temeratura muito elevada, aroximadamente 3000 ºC, à qual o metal brilha intensamente. O tungsténio é escolhido or ossuir um onto de fusão muito elevado: 34 ºC. No entanto, embora este ossua um onto de fusão mais elevado e evaore menos que outros metais, a estas temeraturas o tungsténio sublima numa extensão areciável. A sublimação do tungsténio ode ser reresentada ela equação W (s) W (g) (39) (reacção endotérmica) 75

25 Equilíbrio Químico Segundo o rincíio de Le Chatelier a resosta à subida de temeratura imlica a formação de maiores quantidades de tungsténio gasoso. Assim, ao elevar a temeratura or forma a aumentar o brilho da lâmada, está-se a aumentar a quantidade de tungsténio gasoso. Tal constitui um roblema, dado que os átomos de tungsténio gasoso ao atingirem a arede da lâmada, que se encontra a uma temeratura muito inferior à temeratura junto do filamento, deositam novamente como resosta do equilíbrio à descida de temeratura. Este metal cinzento torna baça a arede da lâmada e menos luz é transmitida (Figura 3.7). Por outro lado, o filamento de tungsténio torna-se lâmadas incandescentes. (Fonte: Mission to Mars, 000) mais fino e a lâmada ode eventualmente fundir. As lâmadas de halogéneo também se baseiam na utilização de um filamento incandescente de tungsténio. Contudo, fazem uso de um Equilíbrio Químico, em que o tungsténio gasoso reage com um dos elementos químicos do gruo dos halogéneos, geralmente o iodo, formando-se um gás incolor: Figura Escurecimento da suerfície das W (g) + I (g) WI 4 (g) (40) (reacção exotérmica) Através desta reacção química, é evitado o roblema inerente à sublimação do tungsténio. Dado que a reacção directa é exotérmica, a menor temeratura nas roximidades das aredes da lâmada favorece a formação do roduto WI 4 e o consumo do W(g), que não chega a deositar. Contudo, este equilíbrio não evita a assagem de W ao estado gasoso, o que imlica consumo de energia, contribuindo ara o baixo rendimento das lâmadas incandescentes. Este é inferior ao obtido ara as lâmadas fluorescentes. Em alguns sistemas está atente uma característica que torna bastante motivante o seu estudo: a variação de cor quando são imostas erturbações. Uma destas reacções é o equilíbrio associado à hidratação do cloreto de cobalto. Uma das alicações deste Equilíbrio Químico é na construção de higrómetros visuais (Figura 3.8), cuja função é a de indicar o Figura Higrómetro Visual 76

26 Equilíbrio Químico grau de humidade do ar de acordo com a cor que aresentam. Esta reacção é traduzida ela seguinte equação [Co(H O) 6 ]Cl (cr) [CoCl (H O) ] (cr) + 4H O (g) (41) rosa azul Neste caso, o factor resonsável ela alteração de cor é a concentração de vaor de água. Quando a concentração de água no ar aumentar, o sistema tenderá a consumi-la, deslocando-se no sentido inverso. Torna-se dominante a cor rosa do comosto hidratado. Por outro lado, se a humidade atmosférica for baixa, o sistema desloca-se no sentido de directo favorecendo a formação do comosto azul, cuja cor se torna dominante. Este equilíbrio está também associado a factos históricos. Quando os soldados aliados retendiam comunicar mensagens imortantes, ao escrevê-las, corriam o erigo destas oderem chegar às mãos dos soldados nazis. Assim sendo, utilizavam o método das mensagens secretas. Tal, consistia em escrever uma carta sem quaisquer informações com tinta normal, mas tendo reviamente sido colocada or trás destas letras a verdadeira mensagem secreta, escrita com uma solução de cloreto de cobalto. Assim, no ael o cloreto de cobalto rosa, torna-se raticamente invisível, mas se a carta for aquecida, arte da água evaora e o cloreto de cobalto adquire cor azul tornando-se visível. Um outro exemlo de um equilíbrio, em que ocorre alteração de cor or alteração da ressão ou temeratura é a dimerização do dióxido de azoto: NO (g) N O 4 (g) (4) castanho incolor (Reacção Exotérmica) Esta é uma reacção muito usada no ensino do Equilíbrio Químico. Sendo esta uma reacção exotérmica no sentido directo, a formação do dímero será favorecida or baixas temeraturas (Figura 3.9a). Figura a) Equilíbrio NO -N O 4 a baixa temeratura; b) Equilíbrio NO -N O 4 a alta temeratura. (Fonte: Petrucci, 000) 77

27 Ensino do Equilíbrio Químico Numa fase em que se rocura uma energia alternativa que ossibilite libertar as economias mundiais da deendência do etróleo, o hidrogénio surge como uma ossível alternativa. Um equilíbrio químico conhecido como a reacção de deslocamento gás-água ode ser utilizado na rodução de hidrogénio. Esta reacção é descrita ela seguinte equação: H O (g) + CO (g) CO (g) + H (g) (43) Têm sido efectuadas várias tentativas ara tornar esta reacção mais rodutiva, como a utilização de Fe 3 O 4 (magnetite) e outros óxidos de metais como catalisadores, visto actualmente os custos serem anda bastante roibitivos. 3. Ensino do Equilíbrio Químico 3..1 Comlexo de ensinar / Difícil de arender O Equilíbrio Químico, aesar de ser reconhecido como uma temática de grande imortância a nível da Química, resente nas mais diversas ocorrências do quotidiano e "fundamental ara a comreensão de outros tóicos do currículo de Química" (Bergquist e Heikkinen, 1990) só é, contudo, introduzido no currículo em níveis médios ou avançados, em grande arte dada a sua elevada comlexidade. Todos aqueles que assaram ela arendizagem desta temática decerto se aerceberam da multilicidade de factores com que o Equilíbrio Químico imlica trabalhar. Em acréscimo, todos os que assaram ara o "outro lado da sala de aula" exerimentam também o arrojado desafio de lanificar aulas com estratégias eficazes no ensino da temática em questão. Mas nem só de vivências se constroem afirmações como as acima inscritas. Diversos artigos, referem directamente ou aontam, ara estudos onde o Equilíbrio Químico é rotulado como um dos conceitos de mais difícil comreensão (Hackling e Garnett, 1985; Wilson, 1998; Maskill e Cachauz, 1989) e um dos mais desafiantes de ensinar (Banerjee, 1995). São aontadas as mais diversas conceções alternativas relacionadas com os conteúdos referentes ao Equilíbrio Químico, identificadas em estudos efectuados desde da década de sessenta (Van Driel et al., 1999; Tyson et al., 1999). Huddle, White e Rogers (000) consideraram o Equilíbrio Químico como a temática que mais conceções alternativas desenvolve nos alunos, sendo muito difícil de comreender e, simultaneamente, uma das mais comlexas de ensinar. 78