Reacções incompletas e equilíbrio químico

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Octavio Cabreira Ferrão
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Reacções incompletas e equilíbrio químico Reversibilidade das reacções químicas Reversibilidade das reacções químicas Uma reacção química diz-se reversível quando pode

1 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. 1

Reversibilidade das reacções químicas O símbolo constituído por duas semi-setas ( ) com sentidos opostos traduz a reversibilidade de uma reacção química.

2 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: 2

3 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. 3

4 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 4

5 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 (I 2 ) com di-hidrogénio (H 2 ) forma-se iodeto de hidrogénio (HI). Esta reacção ocorre a temperaturas elevadas e os produtos e reagentes encontram-se em estado gasoso. I 2 (g) + H 2 (g) 2HI(g) 5

6 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? 6

7 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: a A + b B c C + d D A sua constante de equilíbrio (K c ) 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: 7

8 Resumindo Importante 8

9 Exercício Exercício Acetato de etilo Ácido acético Etanol 9

10 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 (K c ) 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: a A + b B c C + d D 10

11 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 (K c ) com o chamado quociente de reacção, Q. Quociente de reacção 11

12 Quociente de reacção Quociente de reacção 12

Relação entre K c e a extensão da reacção Para uma reacção genérica à temperatura T, a expressão da constante de equilíbrio é dada por: A + b B c C + d D - O numerador está relacionado com as

13 Relação entre K c e a extensão da reacção Para uma reacção genérica à temperatura T, a expressão da constante de equilíbrio é dada por: A + b B c C + d D - 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 K c e a extensão da reacção 13

14 Relação entre K c e K c 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 14

15 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 H 2 (g) CH 3 OH (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 CH 3 OH; 0,50 mol de CO e 0,50 mol de H 2. 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. 15

16 Exercício Considere a reacção: SO 2 (g) + NO 2 (g) SO 3 (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 SO 2 ; 2,0 x 10-3 mol de NO 2 ; 1,0 x 10-3 mol de SO 3 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. 16

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)?

17 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 17

18 Gráficos da variação da concentração Gráficos da variação da concentração 18

19 Variação da pressão do sistema Gráficos da variação da pressão do sistema 19

20 Gráficos da variação da pressão do sistema Variação da pressão do sistema 20

21 Variação da temperatura do sistema Variação da temperatura do sistema 21

22 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. 22

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