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Professor: José Tiago Pereira Barbosa

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Apresentação em tema: "Professor: José Tiago Pereira Barbosa"— Transcrição da apresentação:

1 Professor: José Tiago Pereira Barbosa
Equilíbrio Químico Professor: José Tiago Pereira Barbosa 2013

2 Equilíbrio Químico EQUILÍBRIO QUÍMICO
Todas as reações tendem alcançar o equilíbrio químico; Quando as velocidades das reações direta e inversa forem iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio químico; O equilíbrio químico não é alcançado instantaneamente; Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio químico pode ser perturbado (deslocado). EQUILÍBRIO QUÍMICO

3 Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! EQUILÍBRIO QUÍMICO Exemplo: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) Essas reações tem rendimento 100 % !

4 Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! EQUILÍBRIO QUÍMICO Exemplo: Reações de esterificação CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O Essas reações tem rendimento < 100 % !

5 Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :
A reversibilidade de uma reação pode ser relacionada com o seu rendimento ! Para a reação gasosa (com baixo rendimento) : CO + H2O CO2 + H2 EQUILÍBRIO QUÍMICO

6 A mesma reação, com alto rendimento
CO + H2O CO2 + H2 EQUILÍBRIO QUÍMICO

7 O equilíbrio de uma reação hipotética
Reação lenta, hipotética: A + B  C + D reagentes produtos

8 Evolução da reacção A+B  C+D
t0 : reagentes A+B A+B → t1: reagentes A+B diminuiram, foram gastos parcialmente e houve formação de alguns produtos C+D A+B → C+D t2: o equilíbrio estabelecido, formação de C+D é compensada pela formação de A+B A+B  C+D

9 Equilíbrio e tempo t0 : A+B → t1: A+B → C+D t2: A+B  C+D A B C ou D

10 A estequiometria e o equilíbrio
Consideremos a seguinte reação reversível: aA + bB cC + dD Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma determinada temperatura é:

11 Cálculo da constante Kc - exemplo
O PCl5 se decompõe, segundo a equação: PCl PCl3 + Cl2 Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular Kc. EQUILÍBRIO QUÍMICO A constante de equilíbrio será: Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5] Kc = 12,5 mol/L

12 Equilíbrios em reações heterogêneas
Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio, em que reagentes e/ou produtos encontram-se em estados físicos distintos, como por exemplo: I - CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) II - NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) Nesses casos, como a concentração dos componentes sólidos não variam, as constantes não incluem tais componentes. I - Kc = [CO2] e Kp = PCO2 II - Kc = [NH3].[HCl] e Kp = PHCl . PNH3 EQUILÍBRIO QUÍMICO

13 Deslocamento do equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)
“Quando um agente externo atua sobre uma reação em equilíbrio, o mesmo se deslocará no sentido de diminuir os efeitos causados pelo agente externo”. EQUILÍBRIO QUÍMICO Os agentes externos que podem deslocar o estado de equilíbrio são: 1. variações nas concentrações de reagentes ou produtos; 2. variações na temperatura; 3. variações na pressão total.

14 1 - Influência das variações nas concentrações
* A adição de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de consumí-lo. * A remoção de um componente (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido de regenerá-lo. EQUILÍBRIO QUÍMICO As variações nas concentrações de reagentes e/ou produtos não modificam a constante Kc ou Kp.

15 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Exemplo Na reação de síntese da amônia
1 - Influência das variações nas concentrações Exemplo Na reação de síntese da amônia N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de formar NH3 ( ) ; II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de regenerá-la ( ). EQUILÍBRIO QUÍMICO

16 2 - Influência das variações na temperatura
Um aumento na temperatura (incremento de energia) favorece a reação no sentido endotérmico. Uma diminuição na temperatura (remoção de energia) favorece a reação no sentido exotérmico. EQUILÍBRIO QUÍMICO A mudança na temperatura é o único fator que altera o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). - para reações exotérmicas: T  Kc  - para reações endotérmicas: T  Kc 

17 N2 + 3 H2 2 NH3 H = - 17 kcal/mol Exemplo
2 - Influência das variações na temperatura Exemplo A síntese da amônia é exotérmica: N2 + 3 H NH3 H = - 17 kcal/mol I - um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico ( ); II - um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a síntese da amônia, ou seja, o sentido direto ( ). EQUILÍBRIO QUÍMICO Portanto, na produção de amônia o reator deve estar permanentemente resfriado !

18 3 - Influência das variações na pressão total
As variações de pressão somente afetarão os equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e produtos seja diferente de zero (ngases  0). Um aumento na pressão total (redução de volume) desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols gasosos. EQUILÍBRIO QUÍMICO Uma diminuição na pressão total (aumento de volume) desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols gasosos.

19 3 - Influência das variações na pressão total
Exemplo Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols gasosos (ngases = - 2) N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto, menor no de mols( ); II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido inverso, maior no de mols ( ). EQUILÍBRIO QUÍMICO Se a diferença de mols gasosos for nula as variações de pressão não deslocam o equilíbrio.


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