Equilíbrio Químico. Controlo da Produção Industrial de Amoníaco

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Mirela Varejão Câmara
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1 Equilíbrio Químico Controlo da Produção Industrial de Amoníaco

2 Reações completas Combustão do carvão C (s) + O 2 (g) CO 2 (g)

3 Reações completas Reação do Ácido clorídrico com o Magnésio 2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl 2 (aq) + H 2 (g)

4 Reações completas Os reagentes transformam-se para formar produtos da reação; Há esgotamento de pelo menos um dos reagentes; No estado final existem: - Apenas produtos da reação, se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas; - Produtos da reação e reagentes, quando em excesso.

5 Reações Irreversíveis Reação do Ácido clorídrico com o Magnésio 2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) Em sistema fechado, os produtos em contacto, não originam os reagentes.

6 Reações Reversíveis Reação do Iodo com o Hidrogénio I 2 (g) + H 2 (g) Violeta Incolor 2 HI (g) Incolor

7 Reações Reversíveis Reação do Iodo com o Hidrogénio I 2 (g) + H 2 (g) 2 HI (g) Violeta Incolor Incolor Atinge-se o equilíbrio químico. Reação direta ou sentido direto da reação Reação inversa ou sentido inverso da reação Transformação representada na equação química com a seta a apontar para a direita: Transformação representada na equação química com a seta a pontar para a esquerda: Reagentes do lado esquerdo e produtos da reação do lado direito Produtos da reação do lado esquerdo e reagentes do lado direito

8 Equilíbrio Químico Equilíbrio dinâmico as velocidades das reações direta e inversa são iguais; Não há alteração das propriedades macroscópicas do sistema.

9 Equilíbrio Químico Início - Reacção directa Após algum tempo Reação Inversa

10 Equilíbrio Químico Após atingir o equilíbrio químico - velocidades das reações direta inversa são iguais.

11 Equilíbrio Químico As concentrações de reagentes e produtos mantêm-se constantes.

12 Equilíbrio Químico A reação direta e a reação inversa continuam a ocorrer com igual velocidade. As concentrações das substâncias presentes mantêm-se constantes. Não há mudanças observáveis nas propriedades do sistema (cor, pressão, temperatura, )

13 Equilíbrio Químico Equilíbrio químico Rapidez da reação Concentração Direta Inversa Reagentes Produtos Antes Diminui Aumenta Diminui Aumenta Após São iguais São constantes

14 Equilíbrio Químico Equilíbrio Homogéneo I 2 (g) + H 2 (g) 2 HI (g) Os constituintes do sistema encontram-se todos na mesma fase. Equilíbrio Heterogéneo CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) Os constituintes do sistema encontram-se em diferentes fases.

15 Equilíbrio Químico Amoníaco N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)

16 Equilíbrio Químico Amoníaco Há uma infinidade de estados de equilíbrio que se podem obter a partir das diferentes concentrações iniciais.

17 Constante de Equilíbrio, Kc CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g)????????????

18 Constante de Equilíbrio, Kc A + B C + D Lei do Equilíbrio Químico (ou Lei da Ação das Massas) Foi estabelecida pelos cientistas noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em finais do século XIX.

19 Constante de Equilíbrio, Kc a A + b B c C + d D

20 Relações entre constantes de equilíbrio 1- Reações inversas Se duas reações químicas forem inversas uma da outra, as suas constantes de equilíbrio também são inversas uma da outra.

Relações entre constantes de equilíbrio 2- Reações com coeficientes estequiométricos múltiplos Se os coeficientes estequiométricos de uma

21 Relações entre constantes de equilíbrio 2- Reações com coeficientes estequiométricos múltiplos Se os coeficientes estequiométricos de uma equação química forem multiplicados por um valor n, a constante de equilíbrio referente à nova equação é igual à inicial elevada ao expoente n.

22 Relações entre constantes de equilíbrio 3- Combinação de reações químicas Se uma

23 Relações entre constantes de equilíbrio 3- Combinação de reações químicas Se uma equação química puder ser expressa como a soma de duas ou mais equações químicas, a constante de equilíbrio da reação global é igual ao produto das constantes de equilíbrio das reações parciais.

24 Kc e extensão da reação 1- Síntese do Cloreto de Hidrogénio H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g) K c (25 C) = 3,8 x Se K 1 os reagentes têm muita tendência para reagirem. Reagentes Produtos

25 Kc e extensão da reação 2- Síntese do Monóxido de Azoto N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) K c (25 C) = 1,0 x Se K 1 os reagentes não têm tendência para reagirem. Reagentes Produtos

26 Kc e extensão da reação Valor de Kc muito pequeno Valor de Kc muito grande A reação quase não se dá. Concentrações apreciáveis de reagentes e produtos na mistura reaccional em equilíbrio. A reação é quase completa.

27 Kc e extensão da reação aa + bb cc + dd K c C A c e a e x D d e b e x B Kc Numerador (produtos) Denominador (reagentes) Grau de conversão de reagentes em produtos(extensão da reação Kc 1 Valor elevado Valor baixo Elevado (reação muito extensa) Kc 1 Valor baixo Valor elevado Baixo (reação pouco extensa) Kc 1 Valor médio Valor médio Intermédio (extensão intermédia)

28 Quociente da reação Para a transformação: aa + bb cc + dd o quociente da reação é: Q c C A D B b, sendo os valores das concentrações medidos num instante qualquer. Síntese do amoníaco c a x x d N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) T=350ºC, Kc = 5,355 Se C = 0,2mol.dm -3, para todos os componentes em que sentido irá evoluir a reação?

29 Quociente da reação Qc Kc Sentido da reação Qc Kc Qc Sentido da reação Kc Reagentes Equilíbrio Reagentes Produtos Produtos

30 Quociente da reação Qc Sentido Favorece Denominador (Reagentes) Numerador (Produtos) Qc Kc Aumenta Direto Formação Diminui Aumenta até de produtos igualar Kc Qc Kc Diminui Inverso Formação Aumenta Diminui até de igualar Kc reagentes Qc=Kc Não varia Equilíbrio Velocidades Constante Constante iguais

31 Kc e Temperatura Decomposição do carbonato de cálcio T aumenta Kc aumenta Reação endotérmica

32 Kc e Temperatura Síntese do amoníaco T aumenta Kc diminui Reação exotérmica

33 Principio de Le Chatelier Se a um sistema em equilíbrio se causa uma perturbação este vai reagir evoluindo no sentido de contrariar essa perturbação. Que perturbação???

34 1- Variação da concentração (a)solução de nitrato de ferro (III) ; (b)solução de tiocianato de sódio; (c)solução contendo iões tiocianato de ferro (III).

35 1- Variação da concentração

36 1- Variação da concentração

37 1- Variação da concentração Perturbação provocada Aumento da concentração de um reagente Aumento da concentração de um produto Diminuição da concentração de um reagente Diminuição da concentração de um produto Reação do sistema Evolui no sentido direto Evolui no sentido inverso Evolui no sentido inverso Evolui no sentido direto

38 2- Variação da pressão À mesma temperatura e para o mesmo número de partículas, quanto menor o volume ocupado pelo gás, maior será a pressão exercida por este.

39 2- Variação da pressão N 2 O 4(g) Incolor 2NO 2(g) Castanho

40 2- Variação da pressão Aumento da pressão O sistema vai evoluir no sentido da reação que origina o menor número de moléculas de componentes gasosos. Diminuição da pressão O sistema vai evoluir no sentido da reação que origina maior número de moléculas de componentes gasosos.

41 3- Variação da temperatura N 2 O 4(g) 2NO 2(g) H = + 58,1kJ Incolor Castanho

42 3- Variação da temperatura Aumento de temperatura Diminuição de temperatura Absorção de energia pelo sistema É retirada energia do sistema O sistema evolui no sentido da direção endotérmica O sistema evolui no sentido da direção exotérmica

43 Processo de Haber- Bosch N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Condições de concentração Aumentando a quantidade de azoto (N 2 ), reagente mais barato, aumenta o rendimento da reação.

44 Processo de Haber- Bosch N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Condições de pressão

45 Processo de Haber- Bosch N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g), H 0 Condições de Temperatura

46 Processo de Haber- Bosch N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g), H 0 Condições de Temperatura

47 Processo de Haber- Bosch N 2(g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g), H 0 Uso de catalisadores

48 Processo de Haber- Bosch Uso de catalisadores

50 Processo de Haber- Bosch Condições economicamente aceitáveis para produzir amoníaco: 1- Pressão de 200 a 600 atm; 2- Temperatura de 450 o C; 3- Catalisadores (uma mistura de Fe, K 2 O e Al 2 O 3 ). Atinge um rendimento de aproximadamente 50%; O método permite ainda que as sobras de N 2 e H 2 sirvam para produzir mais amoníaco.

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