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Aula 14 - Controle das reações químicas - parte I (equilíbrio químico)
- 1. Química Geral
Aplicada a
Engenharia
1º. Sem./2011
Engenharias
© Prof. Nelson Virgilio Aula 14
- 2. 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?
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- 3. 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.
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N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) Aula 14
- 4. Produção da Amônia
Introdução
Qual a importância deste evento, do
ponto de vista científico, técnico, social
para a humanidade ?
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- 7. Importância da Amônia
Fertilizantes
Detergentes Explosivos
Borrachas Barrilha
NH3
Corantes Ác. nítrico
Vernizes náilon
Plásticos
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- 8. 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” ?
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- 15. Equilíbrio Químico
Reação reversível á
aquela que se processa
simultaneamente nos
dois sentidos
reação direta
Reagentes Produtos
reação inversa
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- 16. 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.
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- 17. 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.
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- 18. Equilíbrio Químico
Basicamente um sistema químico em “equilíbrio
dinâmico” é caracterizado por:
Reagente Conc.
e produto constantes
Fechado Vd=Vi
Equilí
brio
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- 20. Equilíbrio Químico
direta
aA+bB cC+dD
inversa
Aplicando a lei da ação das massas :
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- 21. Equilíbrio Químico
Reação direta:
Vdireta = kd.[A] a.[B]b
Reação inversa:
Vinversa = ki.[C] c.[D]d
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- 22. Equilíbrio Químico
No equilíbrio:
Vdireta = Vinversa
Então:
kd.[A] a.[B]b = ki.[C] c.[D]d
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- 23. Equilíbrio Químico
Dividindo Kd por Ki:
kd [C] c.[D]d
= a.[B]b
ki [A]
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- 24. Equilíbrio Químico
Kc – constante de equilíbrio em
função das concentrações
[C] c.[D]d
kc =
[A] a.[B]b
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- 26. Equilíbrio Químico
direta
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
inversa
Equilíbrio dinâmico: Vd = Vi
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- 27. Equilíbrio Químico
Cato “LEI DA AÇÃO DAS
Gulberg
MASSAS” Peter
Waage
direta
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
Vdireta = kd.[H2]1.[I2] 1
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- 28. Equilíbrio Químico
Cato “LEI DA AÇÃO DAS
Gulberg
MASSAS” Peter
Waage
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
inversa
Vinversa = ki.[HI]2
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- 30. Cinética Química
velocidade
I2 + H2
• Velocidade direta Equilíbrio
alcançado
Vd = Vi 0
• Velocidade inversa
2 HI
(0 mol)
t0 teq t tempo
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- 34. Equilíbrio Químico
Para uma reação em fase gasosa:
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
c d
(pC) .(pD)
kp = a b
(pA) .(pB)
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- 36. Equilíbrio Químico
Para uma reação em fase gasosa:
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
2
(pNH3)
kp =
(pN2).(pH2) 3
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- 37. Equilíbrio Químico
Para uma reação em fase gasosa:
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
p2NH
3
kp =
3H
pN2.p 2
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- 39. 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 !!!
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- 40. 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]
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- 41. Equilíbrio Químico
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
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- 42. Cinética Química
2) Resposta:
[AD].[CB]
kc = = ? Kc não
[AB].[CD] tem
dimensão
[3/4].[3/4]
kc = = 9
[1/4].[1/4]
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- 44. Constante de Equilíbrio
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
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- 45. Constante de Equilíbrio
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:
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- 46. Constante de Equilíbrio
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:
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- 48. Constante de Equilíbrio
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.L1
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- 49. Constante de Equilíbrio
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
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- 51. Constante de Equilíbrio
• 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
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- 53. Equilíbrio Químico
Como calcular o n ?
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
n = 2 – (1+3) = 2 – 4 = -2
n poder ser: < 0, > 0 ou = 0
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- 55. 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
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- 56. 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
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- 58. Constante de Equilíbrio
• 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.
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- 59. 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
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- 61. Princípio de Le Châtelier
Ação
sobre o
sistema
Reação
do
sistema
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- 62. Princípio de Le Châtelier
O sistema
é contra
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- 63. Produção de Amônia
Processo Haber-Bosch
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Reação difícil de ocorrer em
condições normais !
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- 64. Processo Haber-Bosch
• NH3, N2, H2
• H2O(g)
• H2O(l)
• N2, H2
• NH3, N2, H2
Catalisador
(Fe)
•N2, H2 NH3(l)
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- 65. Princípio de Le Châtelier
2
A + B C + D
1
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- 66. Princípio de Le Châtelier
A adição
de A ou B. • O equilíbrio
se desloca
para a direita
O sistema reage
para consumir A
ou B
1
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- 67. Princípio de Le Châtelier
A adição
de C ou D. 2
• O equilíbrio
O sistema reage se desloca
para consumir C para a
ou D esquerda
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- 68. Processo Haber-Bosch
• 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.
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- 69. Princípio de Le Châtelier
A retiada de
A ou B. 2
• O equilíbrio
O sistema reage se desloca
para produzir A para a
ou B esquerda
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- 70. Princípio de Le Châtelier
A retirada de
C ou D. 1
O sistema reage • O equilíbrio
para produzir se desloca
C ou D para a direita
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- 71. Processo Haber-Bosch
• 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;
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- 72. Produção de Amônia
Efeito da Pressão Total
2
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
1
1 : 3 2
4 mols 2 mols
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- 73. Princípio de Le Châtelier
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
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- 74. Princípio de Le Châtelier
Redução da
Pressão Total
sobre o sistema 2
• O equilíbrio
Sistema reage se desloca
para para a
aumentar a esquerda
Pressão Total. • De 2 para 4
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mols Aula 14
- 75. Produção de Amônia
• 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.
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- 76. Produção de Amônia
Efeito da Temperatura
2
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
1
Produção NH3: Reação Exotérmica:
H = - 22 kcal/mol
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- 77. Produção de Amônia
Efeito da Temperatura
endotérmica - 2 Absorve Calor
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Libera Calor 1 - exortérmica
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- 78. Princípio de Le Châtelier
Aumento da
Temperatura
sobre o sistema 2
• O equilíbrio
Sistema reage se desloca
para reduzir a para a
Temperatura. esquerda
• Endotérmica
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- 79. Princípio de Le Châtelier
Redução da
Temperatura
sobre o sistema 1
• O equilíbrio
Sistema reage se desloca
para aumentar
para a direita
a Temperatura.
• Exotérmica
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- 80. Processo Haber-Bosch
• 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.
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- 82. Processo Haber-Bosch
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR
•Temperatura: 400 a 600 °C
• Pressão: 140 a 340 atm
• Catalisador: FeO
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- 83. Princípio de Le Châtelier
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
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- 85. Processo Haber-Bosch
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR
Sem catalisador
H
Ea1 Com catalisador
N2 + 3H2 Ea2 Ea2 < Ea1
H
2NH3
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- 87. 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
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- 88. 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.
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- 89. Conteúdo da Apresentação
• Conteúdo baseado no
Livro Texto
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• BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) –
Pearson – Cap. 15 – Equilíbrio Químico
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