Prof. Alexandre D. Marquioreto

Introdução 

No início do século XX, a expectativa da explosão da primeira guerra mundial gerou uma desesperada necessidade por compostos a base de nitrogênio, como os nitratos NO31-;



A maior utilização desse composto, nitrato, está na agricultura e na fabricação de explosivos;



Sua fonte de extração estava em depósitos no Chile, e o limitado composto não poderia suprir a demanda;



Além disso, com a expectativa da guerra, as rotas marítimas estavam vulneráveis a ataques, comprometendo a obtenção do composto.

Introdução 

Sabendo que o ar atmosférico é rico em nitrogênio, cientistas de ambos os lados do confronto tentaram converter o nitrogênio em compostos;



Com muita determinação, aplicação e um pouco de sorte, o químico alemão Fritz Haber conseguiu recolher o nitrogênio do ar, transformando-o em uma fonte abundante de compostos para a agricultura e armamentos;



O sucesso de Fritz Haber se baseou nos conceitos de equilíbrio químico, o qual estudaremos a partir de agora.

Equilíbrio Químico Considere a reação: CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(v) [ ]

Equilíbrio

[CO2] [H2] [CO] ou [H2O]

t1

t2

t3

tempo

Nota-se que em t3 as [ ] estão constantes, portanto, a reação atingiu o equilíbrio, cuja as velocidades dos reagentes se igualam as dos produtos. Assim, a reação é Representada da seguinte forma: CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(v)

Princípio de Le Châtelier 

Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio deslocase no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação.



Quando a perturbação favorece a formação de produtos, diz-se: deslocamento para direita.



Quando a perturbação favorece a formação de reagentes, diz-se: deslocamento para esquerda.

Princípio de Le Châtelier [ ]

Mais NH3 é formado

[NH3] Alguma quantidade de H2 é consumida

[H2]

[N2]

Quantidade de N2 adicionada é consumida N2 adicionado

Sistema em equilíbrio

Sistema em uma nova posição de equilíbrio tempo

Deslocamento de Equilíbrio Químico Fatores que influenciam no deslocamento do equilíbrio:  



Concentração das espécies; Temperatura; Pressão.

Obs.: Os catalisadores não influem no deslocamento equilíbrio, apenas acelera a reação.

do

Deslocamento de Equilíbrio Químico 

Concentração 2 CrO42- + 2H+ Amarelo

Cr2O72- + H2O Alaranjado

Aumento da [CrO42-] ou [H+] há consumo, portanto o equilíbrio deslocará para direita, prevalecendo a cor alaranjado. Aumento da [Cr2O72-] ou água desloca o equilíbrio para a esquerda, prevalecendo a cor amarelo. Isso também pode ser feito pela adição de NaOH, pois ocorre o consumo de H+, tendo o mesmo efeito.

Deslocamento de Equilíbrio Químico 

Temperatura N2(g) + 3 H2(g)

Exotérmico Endotérmico

2 NH3(g)

∆H < 0

Aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica ( para esquerda). Diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica ( para direita).

Deslocamento de Equilíbrio Químico 

Pressão Redução da pressão desloca para maior volume.

Aumento da pressão desloca para menor volume.

Deslocamento de Equilíbrio Químico 

Pressão 1 N2(g) + 3 H2(g)

1V

3V 4V

2 NH3(g)

2V 2V

Aumento da pressão desloca para o menor volume. Diminuição da pressão desloca para o maior volume.

Constante de Equilíbrio Químico 

Constante de equilíbrio (Kc) – temperatura constante Considere a reação genérica: aA + bB

Reação direta

cC + dD

Reação inversa 



Reação direta e expressão da velocidade Vdireta = kd . [A]a . [B]b Reação inversa e expressão da velocidade Vinversa = ki . [C]c . [D]d

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

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

Onde: ∆n = (c + d) – (a + b)

Kc = [produto]α (mol/L)∆n [reagente]β

Constante de Equilíbrio Químico  Kp : Constante de equilíbrio gasoso – temperatura constante Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser expressas em termos das suas pressões parciais Condidre o seguinte sistema em equilíbrio. 1 N2O4 (g)  2 NO2 (g) Podemos escrever;

Kp = p2 NO2 p1 N2O4

Onde, PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio. KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão.

Constante de Equilíbrio Químico 

Relação entre Kc e Kp

Kp = Kc . (R . T)∆n Em que : R = 0,082 L.atm/K. mol ∆n = (nº de mol do produto no estado gasoso) – (nº de mol do reagente no estado gasoso)

Obs.: Substâncias na fase sólida possuem atividade constante e não influenciam no cálculo da constante, portanto, será considerado 1 na expressão do cálculo da constante.

Constante de Equilíbrio Químico 

O significado de Kc e Kp

Kc ou Kp > 1 → significa formação de produto (deslocamento para a direita) Kc ou Kp < 1 → significa formação de reagente (deslocamento para a esquerda) Kc ou Kp = 1 → significa que não há deslocamento no equilíbrio

Exercício de Equilíbrio Químico 

Cálculo de Kc e Kp

1) (UFPB) Um recipiente de 4L contêm carbonato de cálcio sólido, o qual se decompõe a 600K, segundo a equação: CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) Determine os valoes de Kc e Kp para esta reação, sabendo-se que no equilíbrio são encontrados 10 mols de CO2(g) Dado: R = 0,082 atm . L / mol . K

Exercício de Equilíbrio Químico



Resolução

Kc = [CO2] nota-se que as outras espécies não entram na expressão de equilíbrio porque são sólidas e com isso, atividade constante.

Kc = [10 mol/4L]

Kc = 2,5 mol/L

Kp = 2,5 . (0,082 . 600)1

Kp = 123 atm

Exercício de Equilíbrio Químico 2) Sabendo que K é igual a 69 para a reação: N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) a 500 ºC e que a análise de um recipiente de 7L mostrou que a 500 ºC se encontravam presentes, no estado líquido, 3,71 mols de hidrogênio e 4,55 mols de amoníaco, então o número de mols de nitrogênio presente no recipiente é:

a) 0,144 b) 0,288 e) 0,653

c) 0,414

d) 0,510

Exercício de Equilíbrio Químico



Resolução Kc =

[N2] =

[NH3]2 [N2] . [H2]3

[4,55/7]2 69 . [3,71/7]3

[N2] = 0,0411 mol/L [N2] = n n = [N2] . V(l) V(L)

69 = [4,55/7]2 [N2] . [3,71/7]3

[N2] =

0,4225 10,273

n = [0,0411] . 7 n = 0,288 mol N2

Referência Bibliográfica Atkins, Peter; Jones, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente; trad. Ignez Caracelli...[et. al.]. – Porto Alegre: Brookman, 2001. Fonseca, Martha Reis Marques da. Química: físicoquímica. São Paulo: FTD, 2007. Salvador, Edgard; Usberco, João. Conecte química, 2. – São Paulo: Saraiva, 2011. Russel, John Blair. Química Geral; tradução e revisão técnica Márcia Guekezian ... [et. al.] – 2ª ed. – São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Volume II.