Reacções incompletas e equilíbrio químico

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Reacções incompletas e

equilíbrio químico

Reversibilidade das reacções químicas

Uma reacção química diz-se reversívelquando pode ocorrer nos dois sentidos, isto é, os produtos da reacção podem também combinar-se entre si para originar os reagentes.

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2 Reversibilidade das reacções químicas

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

Os termosreacção directa e reacção inversasão designações que resultam apenas de uma convenção.

> Reacção directaé aquela em que se considera como reagentes as espécies químicas que se encontram à esquerda do símbolo ;

> Reacção inversaé aquela em que se considera como reagentes as espécies químicas que se encontram à direita do símbolo .

Exemplo prático duma reacção reversível:

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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).

Reacções em equilíbrio

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

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Consideremos a mesma reacção

reversível:

a A(g) + b B(g)  c C(g)+ d D(g)

Vejamos como varia a

concentraçãodas espécies, até se atingir o equilíbrio químico.

O equilíbrio químico

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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.

Equilíbrio químico – Um estado dinâmico

Quando se faz reagir iodo (I2) com di-hidrogénio (H2) forma-se iodeto

de hidrogénio (HI). Esta reacção ocorre a temperaturas elevadas e os produtos e reagentes encontram-se em estado gasoso.

I2 (g) + H2(g)  2HI(g)

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Um equilíbrio químico, em relação às fasesdos seus componentes

pode denominar-se:

Equilíbrio homogéneo e Equilíbrio heterogéneo.

Equilíbrio químico

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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 (Kc) 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:

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8 Resumindo

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Exercício

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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 (Kc) 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:

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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.

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12 Quociente de reacção

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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.

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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.

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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.

O metanol é fabricado industrialmente através da seguinte reacção: CO (g) + 2 H2(g)  CH3OH (g)

A constante de equilíbrio desta reacção, a 500 K, é 10,5.

Num vaso reactor de 5,0 dm3_{, a essa temperatura, o sistema tem a}

seguinte composição: 0,100 mol de CH3OH; 0,50 mol de CO e 0,50

mol de H2.

Qual o sentido em que o sistema evolui até atingir o equilíbrio?

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16

Considere a reacção:

SO2(g) + NO2(g)  SO3(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 10-3mol de NO2; 1,0 x 10-3mol de SO3e 1,0 x 10-3mol de NO.

 Verifique que não se trata de uma situação de equilíbrio.  Em que sentido progride a reacção?

Exercício

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;

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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.

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18 Gráficos da variação da concentração

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Variação da pressão do sistema

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20 Gráficos da variação da pressão do sistema

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Variação da temperatura do sistema

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22 Os

catalisadores

Se um catalisador for adicionado a um sistema em equilíbrio, irá contribuir para um aumento ou diminuiçãoda

velocidade das reacções directa e inversa, na mesma extensão.

Se o catalisador for positivoe 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.