Aula 14 - Controle das reações químicas - parte I (equilíbrio químico)

Química Geral
Aplicada a
Engenharia
1º. Sem./2011
Engenharias

© Prof. Nelson Virgilio Aula 14

Introdução

“Vaclav Smil”, famoso Prof.
Americano (Univ. Manitoba), autor
do livro “Enriching the Earth”: inicia
seu extraordinário livro com a
seguinte frase...

"Qual seria a mais importante invenção
técnica do século XX?


Produção da Amônia

Processo Haber-Bosch
• Fritz Haber: • Carl Bosch:
(Químico) prêmio (Engenheiro)
Nobel de química em prêmio Nobel da
1918. Síntese da química em 1931:
amônia (NH3) a escala industrial na
partir de (H2) e (N2). síntese de amônia.

© Prof. Nelson Virgilio
N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) Aula 14


Introdução

Qual a importância deste evento, do
ponto de vista científico, técnico, social
para a humanidade ?



Introdução


Importância da Amônia

Fertilizantes

Detergentes Explosivos

Borrachas Barrilha

NH3
Corantes Ác. nítrico

Vernizes náilon
Plásticos


Equilíbrio Químico
• O que significa a palavra
“reversível”? Você saberia dar
algumas exemplos de fenômenos
reversíveis?
• As transformações químicas e físicas
são reversíveis?
• O que significa “equilíbrio
dinâmico”?
• Você conhece algum fenômeno que
acontece em “equilíbrio dinâmico”?
• De que forma podemos influenciar
este “equilíbrio” ?


Irreversíveis Reversíveis


 Aula 14


Reação reversível á
aquela que se processa
simultaneamente nos
dois sentidos

reação direta

Reagentes Produtos

reação inversa

Equilíbrio no dia a dia

• No vinagre, que é uma solução aquosa de ácido
acético (CH3COOH), existe o equilíbrio de
ionização do ácido acético:

(CH3COOH)(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)

Molécula não- ... com os íons
ionizadas estão em provenientes da
equilíbrio ... ionização do ácido.

Equilíbrio no dia a dia

• No leite de magnésia, que é uma suspensão aquosa de
hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, há um equilíbrio de
dissociação iônica da base:

Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH-(aq)

Cristais sólidos (não ... com íons dissolvidos na
dissociados) estão água, provenientes da
em equilíbrio ... dissociação iônica da base.

Basicamente um sistema químico em “equilíbrio
dinâmico” é caracterizado por:

Reagente Conc.
e produto constantes

Fechado Vd=Vi
Equilí
brio



direta
aA+bB cC+dD
inversa
Aplicando a lei da ação das massas :



Reação direta:
Vdireta = kd.[A] a.[B]b

Reação inversa:
Vinversa = ki.[C] c.[D]d



No equilíbrio:
Vdireta = Vinversa
Então:

kd.[A] a.[B]b = ki.[C] c.[D]d



Dividindo Kd por Ki:

kd [C] c.[D]d
= a.[B]b
ki [A]



Kc – constante de equilíbrio em
função das concentrações

[C] c.[D]d
kc =
[A] a.[B]b



direta
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
inversa

Equilíbrio dinâmico: Vd = Vi



Cato “LEI DA AÇÃO DAS
Gulberg
MASSAS” Peter
Waage

direta
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
Vdireta = kd.[H2]1.[I2] 1


Cato “LEI DA AÇÃO DAS
Gulberg
MASSAS” Peter
Waage

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
inversa
Vinversa = ki.[HI]2



kd [HI] 2
= kc =
ki [H2].[I2]


Cinética Química

velocidade

I2 + H2
• Velocidade direta Equilíbrio
alcançado

Vd = Vi  0
• Velocidade inversa
2 HI
(0 mol)
t0 teq t tempo



Kc – só depende da
temperatura



2o.
membro
kc =
1o. membro



Para uma reação em fase gasosa:
aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g)
c d
(pC) .(pD)
kp = a b
(pA) .(pB)


N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
2
(pNH3)
kp =
(pN2).(pH2) 3



N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
p2NH
3
kp =
3H
pN2.p 2

Constante de Equilíbrio


Cinética Química
1) Numa reação reversível: A2 + B2  2 AB, no equilíbrio
temos: [A2] = 0,23; [B2] = 0,23 e [AB] = 1,54. Com esses
dados, como calcular a constante de equilíbrio Kc ?

[AB]2 (1,54)2
kc = = = 44,83
[A2].[B2] (0,23).(0,23)

Observação: kc é adimensional !!!


Cinética Química
2) Um mol de um composto AB, reage com um mol de um
composto CD, conforme a reação:
AB(g) + CD(g)  AD(g) + CB(g)
Quando se estabelece o equilíbrio verifica-se que ¾ de
mols de cada um dos reagente AB e CD, foram
transformados em AD e CB. Não há variação de volume.
Qual a constante de equilíbrio Kc para este sistema ?

[AD].[CB]
kc = = ?
[AB].[CD]


AB(g) + CD(g)  AD(g) + CD(g)
início 1 mol 1 mol 0 0
estequio
metria x x x x
Instante
qualquer (1 - x) (1 - x) x x
equilíbrio ¼ mol ¼ mol ¾ mol ¾ mol

Cinética Química
2) Resposta:

[AD].[CB]
kc = = ? Kc não
[AB].[CD] tem
dimensão
[3/4].[3/4]
kc = = 9
[1/4].[1/4]


3) Num frasco de 1 L, mantido a 100oC, são introduzidos
10 mol de N2O4. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a
existência de 4 mol de NO2 e parte do N2O4:
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
A partir dessa condição calcule a constante de equilíbrio
para esta reação:
Início Equilíbrio

10 mol e N2O4 e 4
N2O4 mols de NO2

1 L a 100 ºC

3) Resposta: Com base nos dados vamos construir a tabela
N2O4  2 NO2
Início 10 mols 0
Consumo Gasta 2 mols Forma 4 mols
Equilíbrio z mols 4 mols
• Como a quantidade de NO2 no início
era igual a zero e no equilíbrio há 4 mol,
podemos concluir que ocorreu um
consumo de 2 mol de N2O4, pois a
proporção estequiométrica é de:

3) Resposta: Assim temos:
N2O4  2 NO2
Início 10 mols 0
Consumo Gasta x mols Forma y mols
Equilíbrio 8 mols 4 mols
• Logo as concentrações em
mols/litros, são:


3) Resposta: Graficamente, temos:


3) Resposta: Na situação de equilíbrio, a velocidade da
reação direta é igual à da reação inversa:

Vd = Kd [N2O4]

Vi = Ki[NO2]2
 Vd = Vi Kd [N2O4] = Ki[NO2]2

K d NO2  1 2
2

K i N 2O4 
 K d (4mol.L )
Ki
 1
(8mol.L )
 2 mol.L1


3) Resposta: A razão kd/ki origina uma nova constante,
denominada constante de equilíbrio, que é representada
por Kc ou por Keq (constante de equilíbrio em termos de
concentração):

Kd [ NO2 ]2
Kc   Kc   2 mols. L  1
Ki [ N 2O4 ]

K c  K eq  2


• Relação entre Kc e Kp:

Kp = Kc .(RT) n

• R = constante universal dos gases perfeitos
• T = Temperatura absoluta (em Kelvin)
• n = variação do no. de mols


Como calcular o n ?
N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)

n = 2 – (1+3) = 2 – 4 = -2
n poder ser: < 0, > 0 ou = 0

Cinética Química
4) No equilíbrio químico: N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g),
verifíca-se que Kc = 2,4 x 10-3 (mol/L)-2 a 727 oC.
Calcular o valor de Kp.

Kp = Kc.(RT)n
• Kc = 2,4 x 10-3 (mol/L)-2
• R = 0,082 (atm.L)/(mol.K)
• T = 727 + 273 = 1.000 K
• n = 2 – (1+3) = -2 mols

Cinética Química
4) Resposta: substituindo ...
Kp = Kc.(RT)n

Kp = 2,4x10-3.(0,082.1000)-2
Kp = 2,4x10-3.(82)-2

Kp = 3,57x10-7 atm -2


• Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e
o equilíbrio encontra-se à direita.
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio
e o equilíbrio encontra-se à esquerda.


Princípio de Le Châtelier

Se uma força
externa atuar
sobre um sistema
em equilíbrio, este
se deslocará no
sentido de
minimizar a ação
desta força


Ação
sobre o
sistema

Reação
do
sistema



O sistema
é contra


Produção de Amônia


N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
Reação difícil de ocorrer em
condições normais !

• NH3, N2, H2
• H2O(g)

• H2O(l)
• N2, H2
• NH3, N2, H2

Catalisador
(Fe)

•N2, H2 NH3(l)


2
A + B  C + D
1



A adição
de A ou B. • O equilíbrio
se desloca
para a direita
O sistema reage
para consumir A
ou B
1


A adição
de C ou D. 2
• O equilíbrio
O sistema reage se desloca
para consumir C para a
ou D esquerda



• Efeito do aumento das concentrações:

• O aumento da Processo Haber-
concentração de Bosch
qualquer substância
desloca o equilíbrio no • Reciclo de N2 e H2 .
sentido de consumir Adicionado N2, H2 enquanto
esta substância. o sistema está em equilíbio,
o sistema deve responder
Concentração de para consumir o H2
reagentes ou adicionado, produzindo
produtos; mais NH3.



A retiada de
A ou B. 2
• O equilíbrio
O sistema reage se desloca
para produzir A para a
ou B esquerda



A retirada de
C ou D. 1

O sistema reage • O equilíbrio
para produzir se desloca
C ou D para a direita



• Efeito da redução das concentrações:

• A diminuição da Processo Haber-
concentração de Bosch
qualquer substância
desloca o equilíbrio no • Remoção do NH3 formado
sentido de produzir esta Quanto mais intensa e rápida
substância. for a retirada do NH3, mais
intensamente o equilíbrio
Concentração de será deslocado para a direita.
reagentes ou
produtos;



Efeito da Pressão Total
2
N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
1
1 : 3  2
4 mols  2 mols


Aumento da
Pressão Total
sobre o sistema 1
• O equilíbrio
Sistema reage se desloca
para para a direita
diminuir a
Pressão Total. • De 4 para 2
mols


Redução da
Pressão Total
sobre o sistema 2
• O equilíbrio
para para a
aumentar a esquerda
Pressão Total. • De 2 para 4
mols Aula 14


• Efeito da Pressão Total sobre o sistema:

Processo
• O aumento da Haber-Bosch
pressão desloca o
equilíbrio no sentido • altas pressões
do menor volume O aumento de pressão
gasoso. provoca contração de
volume, o que desloca o
Pressão sobre equilíbrio para o lado
direito, ou seja, da
o sistema; amônia.



Efeito da Temperatura
2
N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
1
Produção NH3: Reação Exotérmica:
H = - 22 kcal/mol


Efeito da Temperatura
endotérmica - 2 Absorve Calor

N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
Libera Calor 1 - exortérmica


Aumento da
Temperatura
sobre o sistema 2
• O equilíbrio
para reduzir a para a
Temperatura. esquerda
• Endotérmica


Redução da
Temperatura
sobre o sistema 1
• O equilíbrio
para aumentar
para a direita
a Temperatura.
• Exotérmica


• Efeito da Temperatura sobre o sistema:

• O aumento da Processo
temperatura Haber-Bosch
desloca o equilíbrio
no sentido da reação • Teoricamente, a altas pressões e à
endotérmica e a temperatura ambiente, o rendimento
diminuição no da síntese da amônia é de 90%,
sentido exotérmico. porém, nessas condições, a reação é
muito lenta e o tempo necessário para
atingir o equilíbrio é tão grande que
Temperatura os custos de produção tornariam o
sobre o sistema; processo economicamente inviável.


• Efeito da Pressão x Temperatura:



N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR

•Temperatura: 400 a 600 °C
• Pressão: 140 a 340 atm
• Catalisador: FeO



Adição de Catalisador
• A adição de um catalisador
NÃO desloca o ponto de
equilíbrio de uma reação
reversível, porém faz com
que o equilíbrio seja atingido
mais rapidamente


• Catalisadores:



N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR

Sem catalisador
H
Ea1 Com catalisador
N2 + 3H2 Ea2 Ea2 < Ea1

H

2NH3
© Prof. Nelson Virgilio CR Aula 14

Cinética Química
5) Diga para que lado se desloca o equilíbrio do sistema se
houver a duplicação do volume total do reator, para os
seguintes sistemas:
a) N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g),
b) H2(g) + Cl2 (g)  2HCl (g),
P = 1/V
• a) 4 mols  2 mols
• a) 2 x V = 2 : P
• a) Conclusão: Diminuindo a P o sistema
tenderá a aumentar o num. de mols
deslocando o equilíbrio para a esquerda

Cinética Química
4) Resposta: continuação letra b) ...

b) H2(g) + Cl2 (g)  2HCl (g), P = 1/V
• b) 2 mols  2 mols
• b) 2 x V = 2 : P
• b) Conclusão: A diminuição da P (aumento
do V) não irá influenciar no deslocamento
do equilíbrio da reação.


Conteúdo da Apresentação

• Conteúdo baseado no
Livro Texto

• Click na imagem para
visitar o site do livro

• BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) –
Pearson – Cap. 15 – Equilíbrio Químico


Obrigado


Aula 14 - Controle das reações químicas - parte I (equilíbrio químico)

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

Destaque

Destaque (20)

Mais de Nelson Virgilio Carvalho Filho

Mais de Nelson Virgilio Carvalho Filho (14)

Último

Último (20)

Aula 14 - Controle das reações químicas - parte I (equilíbrio químico)