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Equilíbrio Químico. São poucas as reacções que se dão num único sentido, a maioria é reversível em maior ou menor extensão Ex: N 2 O 4 (g) D 2NO 2 (g)
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Equilíbrio Químico • São poucas as reacções que se dão num único sentido, a maioria é reversível em maior ou menor extensão Ex: N2O4 (g) D 2NO2 (g) • O equilíbrio químico é atingido quando as velocidades das reacções directa e inversa são iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variam com o tempo. • Figura 1: Variação das concentrações de NO2 e N2O4 ao longo do tempo em três situações diferentes: (a) no inicio só está presente NO2; (b) no inicio só está presente N2O4; (c) no inicio só está presente uma mistura de NO2 e N2O4.
Formas de exprimir as constantes de equilíbrio • Equilíbrio é caracterizado por uma constante (Ke) que no caso da reacção acima é dada • Equilíbrio homogéneo: quando todas as espécies envolvidas se encontram na mesma fase aA (g) D bB (g) Em fase gasosa as concentrações podem ser expressas em atm. A Ke está relacionado com o Kp através da equação R = Constante dos gases perfeitos (0,0821 Latm/(K.mol) T = Temperatura (K) Dn = b-a = moles de produtos no estado gasoso – moles de reagentes no estado gasoso. • Equilíbrio heterogéneo: é uma reacção reversível envolvendo reagentes e produtos em fases diferentes. CaCO3 (s) D CaO (s) +CO2 (g)
Equilíbrio múltiplo A + B D C + D C + D D E + F A + B D E + F Factores que afectam o equilíbrio químico • Concentração • Pressão: só afecta as concentrações dos gases. • Volume: afecta os gases uma vez que tanto líquidos como sólidos o volume é constante. • Temperatura: um aumento da temperatura favorece reacções endotérmicas e uma diminuição de temperatura favorece reacções exotérmicas.
Em caso de perturbação do sistema o que é que acontece? Principio de Le Chatelier: se um sistema em equilibrio fôr perturbado externamente, o sistema ajusta-se de forma a minimizar a acção dessa perturbação.
Variação da concentração no equilíbrio químico Ex: A 350ºC a constante de equilíbrio Ke para a reacção N2(g)+3H2(g) DNH3(g) é de 2,37x10-3. Numa dada experiência, as concentrações de equilíbrio são para N2 = 0,683 M; H2 = 8,80 M e NH3 =1,05 M. Suponhamos que se adicionar à mistura algum NH3 de forma a que a concentração aumente para 3,65M. • Use o principio de Le Chatelier para prever o sentido em que a reacção se desloca até atingir um novo equilíbrio. (b) Confirme a previsão calculando o quociente reaccional Qc e compare o seu valor com Ke.
Variação da pressão no equilíbrio químico • Variações na pressão não afectam as concentrações das espécies reagentes nas fases condensadas (por exemplo, numa solução aquosa) porque os líquidos e os sólidos são virtualmente incompressíveis. • Por outro lado, as concentrações dos gases são geralmente afectadas por variações de pressão. • Exemplo: considere os seguintes sistemas em equilíbrio • (a) 2PbS(s)+3O2(g) D2PbO(s)+2SO2(g) • (b)PCl5(g) DPCl3(g)+Cl2(g) • (c)H2(g)+CO2(g) DH2O(g)+CO(g) • Preveja o sentido da reacção global, em cada um dos casos, em resultado de um aumento de pressão (diminuição de volume) no sistema a temperatura constante.
Variação da pressão no equilíbrio químico • Uma variação na temperatura pode alterar a constante de equilíbrio. Os outros factores não provocam essa alteração. • Um aumento de temperatura favorece reacções endotérmicas e uma diminuição de temperatura favorece reacções exotérmicas.
Exercício: Considere o seguinte sistema em equilíbrio: N2F4 (g) D 2NF2 (g) DHº = 38,5 KJ Preveja as alterações no equilíbrio se • A mistura reaccional for aquecida a volume constante; • O gás NF2 for removido da mistura reaccional a temperatura e volume constantes; • A pressão da mistura reaccional diminuir a temperatura constante; • Um gás inerte, como o hélio, for adicionado à mistura reaccional a volume e temperatura constante.
