Alunos: André de Souza Almeida 14385

Beatriz Amaral Misson 14388

Temas Abordados no capítulo:

• Conceito de equilíbrio• O Processo de Haber• A constante de equilíbrio• Equilíbrios heterogêneos• Aplicações das constantes de equilíbrio• Princípio de Le Châtelier• Exemplos de equilíbrios

Conceito de EquilíbrioUma reação química pode atingir um estado no

qual o processo direto e inverso ocorrem à mesma velocidade. Essa condição é chamada equilíbrio químico e resulta da formação de uma mistura no equilíbrio de reagentes e produtos da reação.

A composição de uma mistura no equilíbrio não varia com o tempo.

Ao expressarmos as concentrações relativas dos reagentes e produtos presentes nas misturas no equilíbrio, usaremos para os gases pressões parciais e, para os solutos usaremos as concentrações em quantidade de matéria.

No equilíbrio, para indicar que a reação prossegue tanto no sentido direto quanto no inverso, usamos a seta dupla:

O Processo de HaberO processo de Haber (também conhecido como

Processo Haber-Bosch) é uma reação entre nitrogênio e hidrogênio para produzir amônia.

Esta reação é catalisada por ferro, sob as condições de 200 atmosferas de pressão e uma temperatura de 450ºC:

O processo foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909. Foi usado pela primeira vez em escala industrial, na Alemanha, durante a I Guerra Mundial, para a fabricação de munição através da amônia produzida, que era oxidada para a forma de ácido nítrico e este utilizado para a confecção de explosivos de nitrogênio. Mais tarde esse processo possibilitou também aos cientistas sintetizar fertilizantes, o que aumentou a produção de grãos e salvou milhões de pessoas da inanição.

A Constante de EquilíbrioA relação entre as concentrações dos reagentes e produtos de

um sistema em equilíbrio é dada pela Lei da Ação das Massas.

Para uma equação de equilíbrio geral da forma aA + bB cC + dD a expressão da constante de equilíbrio é escrita como segue: Keq = [C]c x [D]d para um equilíbrio aquoso ou [A]a x [B]b

Keq= (Pc)c x (Pd)d para um equilíbrio na fase gasosa (Pa)a x (Pb)b

Pela equação dos gases perfeitos tem-se :

onde Px é a pressão parcial de um gás x qualquer,V é o volume ocupado pela mistura, nx é a quantidade de matéria do gás, R é a constante dos gases perfeitos, e T a temperatura em kelvin. Rearranjando a equação, temos:

(nx/V) é concentração molar do gás. A constante R é sempre a mesma e a temperatura T não varia em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial Px. Dessa forma a concentração do gás é proporcional à sua pressão parcial. Por exemplo:

• Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio

Keq = [C]c x [D]d

[A]a x [B]b

Quando Keq > 1 : o equilíbrio encontra-se à direita; predominam os produtos.

Quando Keq < 1 : o equilíbrio encontra-se à esquerda; predominam os reagentes.

Equilíbrios HeterogêneosOs equilíbrios em que todas as substâncias estão na

mesma fase são chamados equilíbrios homogêneos; nos equilíbrios heterogêneos duas ou mais fases estão presentes.

Como as concentrações de sólidos e líquidos puros são constantes, essas substâncias são deixadas de fora da expressão da constante de equilíbrio para um equilíbrio heterogêneo.

Aplicações das Constantes de Equilíbrio

Q =

Q = quociente da concentração inicial O quociente da reação será igual à constante de equilíbrio

apenas se o sistema estiver em equilíbrio: Q = Keq .

Se Q > Keq as substâncias do lado direito da equação reagirão para formar as substâncias da esquerda.

Se Q < Keq as substâncias do lado esquerdo da equação reagirão para formar as substâncias da direita.

(conc. inicial C) c x (conc. inicial D) d

(conc. inicial A)a x (conc. inicial B) b

Princípio de Le Châtelier

Ao exercer uma ação sobre um sistema em equilíbrio, o mesmo reagirá de modo a minimizar o efeito da ação.

• Variação nas concentrações de reagentes ou produtos

Se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou um produto), a reação se deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova no sentido de formar mais daquela substância.

Exemplo:

Adição de H2 : a reação se deslocará em direção à formação

de mais NH3

• Variações de volume e pressãoÀ temperatura constante, a redução do volume de uma

mistura gasosa no equilíbrio faz com que o sistema se desloque no sentido de reduzir o número de moléculas de gás. Contrariamente o aumento do volume causa um deslocamento no sentido de produzir mais moléculas de gás.

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

• Variações de temperatura

Quase toda constante de equilíbrio varia seu valor à medida que a temperatura varia. Para deduzir as regras de dependência da constante de equilíbrio com a temperatura aplicando o princípio Le Châtelier, devemos tratar o calor como se ele fosse um reagente químico.

Endotérmica: Reagentes + CALOR Produtos Kp aumenta

Exotérmica: Reagentes Produtos + CALORKp diminui

• Efeito do CatalisadorUm catalisador aumenta a velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura no equilíbrio. O valor da constante de equilíbrio para uma reação não é afetado pela presença de um catalisador.

Exemplos de EquilíbriosÓculos fotocromáticos:

São aqueles óculos que possuem lentes que mudam de cor conforme a intensidade luminosa. Isto se deve à seguinte reação química em equilíbrio:

AgCl + energia Ag + Cl

O cloreto de prata (AgCl), quando na lente, dá uma aparência clara para a mesma, já a prata metálica (Ag), quando é formada na lente dá uma aparência escura à lente.

Refrigerante: Dentro de uma garrafa de refrigerante

ocorrem inúmeras reações químicas. Para este capítulo temos a seguinte reação:

H2CO3(aq) H2O + CO2(g)

Esta é uma reação que representa um estado de equilíbrio, que sofre influência pelo aumento de temperatura, pela pressão e também pela concentração. Quando abrimos a garrafa de um refrigerante, estamos diminuindo a pressão e deslocando o equilíbrio para a direita, o que resulta na liberação de gás.

Referências Bibliográficas

- Química: A Ciência Central, 9ª ed. Brown, LeMay, Bursten

- http://pt.wikipedia.org/wiki/Equilíbrio_químico

- http://www.quiprocura.net/equilibrio.htm