Síntese do Amoníaco e Balanço Energético

Apresentação em tema: "Síntese do Amoníaco e Balanço Energético"— Transcrição da apresentação:

1 Síntese do Amoníaco e Balanço Energético
H Variação de Entalpia - Quantidade de Energia posta em jogo numa reação química, a pressão constante. Reação endoenergética (endotérmica) – Reação que ocorre com absorção de energia. H>0 Reação exoenergética (exotérmica) – Reação que ocorre com libertação de energia. H>0 H= H (produtos da reação)- H (reagentes) H= H (ligações quebradas)- H (ligações formadas)

2 Equilíbrio Químico – Equilíbrio Dinâmico
EQUILIBRIO QUÍMICO Nas reações reversíveis ocorrem em simultâneo as reações direta e inversa. A+B C As reações reversíveis tendem para um Estado de Equilíbrio – É atingido quando as velocidades das reações direta e inversa ser tornam iguais e as concentrações dos produtos e reagentes não variam com o tempo. Equilíbrio Químico – Equilíbrio Dinâmico O estado de equilíbrio só é possível num sistema fechado Equilíbrio Homogéneo – Todas as espécies na mesma fase Equilíbrio Heterogéneo – Espécies químicas em fases diferentes.

3 [ ]e – Concentrações de Equilíbrio
Lei da Ação das Massas Para uma reação reversível em equilíbrio, a temperatura constante, existe um relação constante Kc (constante de equilíbrio) entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes. [ ]e – Concentrações de Equilíbrio O valor da Constante de equilíbrio é independente das concentrações iniciais dos reagentes e produtos da reação, só varia com a temperatura.

4 Lei da Ação das Massas Para um determinado valor de Kc, a uma determinada T, correspondem inúmeros estados de equilíbrio. Os constituintes no estado sólido ou no estado líquido, não figuram na constante de equilíbrio, só os gasosos e aquosos. Kc – Constante de equilíbrio da reação direta K’c – Constante de equilíbrio da reação inversa K’c = 1/Kc

5 Constante de Equilíbrio
O valor da constante de equilíbrio permite-nos: Avaliar a extensão de uma determinada reação química. Calcular as concentrações dos reagentes e dos produtos da reação no equilíbrio. - Prever o sentido da progressão de uma dada reação química.

6 Previsão do Sentido de Progressão de uma Reação
Para as reações que não estão numa situação de equilíbrio, podemos calcular o quociente da reação Qc, em vez da constante de equilíbrio Kc. [ ] – Concentrações numa situação de não equilíbrio  Qc<Kc O sistema vai evoluir no sentido direto até atingir o equilíbrio  Qc>Kc O sistema vai evoluir no sentido inverso até atingir o equilíbrio  Qc=Kc O sistema está em equilíbrio

7 Previsão do Sentido de Progressão de uma Reação

8 Principio de Le Chatelieur
Se um sistema em equilíbrio sofrer uma perturbação externa, o sistema evolui no sentido de contrariar essa alteração. Fatores que afetam o estado de equilíbrio: CONCENTRAÇÃO PRESSÃO E VOLUME TEMPERATURA PRESENÇA DE UM CTALISADOR

9 CONCENTRAÇÃO PRESSÃO OU VOLUME CATALISADOR
O aumento da concentração de um dos intervenientes provoca a evolução do sistema no sentido de contrariar essa perturbação, ou seja, de consumir a espécie em excesso e vice-versa. PRESSÃO OU VOLUME O aumento de pressão ou diminuição do volume (que provoca um aumento de pressão) provoca uma evolução do sistema no sentido de menor produção de menor número de moles gasosas e vice-versa. Só afeta equilíbrios com espécies no estado gasoso. TEMPERATURA O aumento da temperatura provoca a evolução do sistema no sentido de diminuir a energia do sistema, sentido direto na reação endotérmica ou inverso na reação exotérmica, e vice-versa. A variação da temperatura não só faz variar o estado de equilíbrio como altera a constante de equilíbrio. CATALISADOR A presença de um catalisador não altera o estado de equilíbrio nem a constante de equilíbrio. O catalisador adicionado à mistura reacional leva a que seja atingido o estado de equilíbrio mais rapidamente.

10 Condições para a produção industrial do amoníaco
3 H2 (g)+N2(g) 2 NH3 (g) H<0 Aplicando o principio de Le Chatelieur ao equilíbrio, conclui-se que o amoníaco deveria ser produzido utilizando elevadas concentrações de N2 e H2, baixas temperaturas e pressões elevadas. No entanto, a temperaturas muito baixas a reação é muito lenta, por não existirem suficientes colisões eficazes e pressões elevadas trazem perigos e custos acrescidos. Assim, na síntese do amoníaco utiliza-se: Excesso de N2 (reagente abundante e mais barato). Temperatura próxima dos 450ºC Pressão não superior a 350 atm Um catalisador, o Ferro.