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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?

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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
Produção da Amônia

                               Introdução



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


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Produção da Amônia

                               Introdução




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Produção da Amônia

                               Introdução




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Importância da Amônia

                                     Fertilizantes

                      Detergentes                    Explosivos




             Borrachas                                           Barrilha


                                       NH3
              Corantes                                          Ác. nítrico




                          Vernizes                     náilon
                                      Plásticos

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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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Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico




           Irreversíveis              Reversíveis

                    
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                                                   Aula 14
Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico

                             Reação reversível á
                           aquela que se processa
                            simultaneamente nos
                               dois sentidos

                                            reação direta


                                       Reagentes     Produtos


                                            reação inversa
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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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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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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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Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico


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


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Equilíbrio Químico

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


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

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Equilíbrio Químico

                          No equilíbrio:
                    Vdireta = Vinversa
                              Então:

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

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Equilíbrio Químico

                    Dividindo Kd por Ki:

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

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Equilíbrio Químico

      Kc – constante de equilíbrio em
         função das concentrações

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


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Equilíbrio Químico


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

     Equilíbrio dinâmico:              Vd = Vi

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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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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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Equilíbrio Químico




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

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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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Equilíbrio Químico




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Equilíbrio Químico




                           Kc – só depende da
                              temperatura


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Equilíbrio Químico




                                   2o.
                                    membro
                           kc =
                                1o. membro




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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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Equilíbrio Químico

Para uma reação em fase gasosa:
     N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
                                               2
                                  (pNH3)
                          kp =
                              (pN2).(pH2) 3

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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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Constante de Equilíbrio




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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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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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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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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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Constante de Equilíbrio




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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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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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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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Constante de Equilíbrio
 3) Resposta: Graficamente, temos:




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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.L1




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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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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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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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Constante de Equilíbrio




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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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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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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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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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                                         Ação
                                        sobre o
                                        sistema


                            Reação
                               do
                            sistema

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Princípio de Le Châtelier




                                        O sistema
                                        é contra


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Produção de Amônia

                Processo Haber-Bosch

      N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
       Reação difícil de ocorrer em
          condições normais !
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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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                                     2
               A + B  C + D
                                     1

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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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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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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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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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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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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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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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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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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
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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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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Produção de Amônia

                Efeito da Temperatura
              endotérmica -        2   Absorve Calor

    N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g)
           Libera Calor             1 - exortérmica
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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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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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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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Produção de Amônia
               • Efeito da Pressão x Temperatura:




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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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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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Processo Haber-Bosch

                              • Catalisadores:




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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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Constante de Equilíbrio




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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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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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Conteúdo da Apresentação

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

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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? © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio 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 ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 5. Produção da Amônia Introdução © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 6. Produção da Amônia Introdução © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 7. Importância da Amônia Fertilizantes Detergentes Explosivos Borrachas Barrilha NH3 Corantes Ác. nítrico Vernizes náilon Plásticos © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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” ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 9. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 10. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 11. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 12. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 13. Equilíbrio Químico Irreversíveis Reversíveis  © Prof. Nelson Virgilio  Aula 14
  • 14. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 15. Equilíbrio Químico Reação reversível á aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos reação direta Reagentes Produtos reação inversa © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 18. Equilíbrio Químico Basicamente um sistema químico em “equilíbrio dinâmico” é caracterizado por: Reagente Conc. e produto constantes Fechado Vd=Vi Equilí brio © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 19. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 20. Equilíbrio Químico direta aA+bB cC+dD inversa Aplicando a lei da ação das massas : © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 21. Equilíbrio Químico Reação direta: Vdireta = kd.[A] a.[B]b Reação inversa: Vinversa = ki.[C] c.[D]d © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 22. Equilíbrio Químico No equilíbrio: Vdireta = Vinversa Então: kd.[A] a.[B]b = ki.[C] c.[D]d © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 23. Equilíbrio Químico Dividindo Kd por Ki: kd [C] c.[D]d = a.[B]b ki [A] © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 24. Equilíbrio Químico Kc – constante de equilíbrio em função das concentrações [C] c.[D]d kc = [A] a.[B]b © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 25. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 26. Equilíbrio Químico direta H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) inversa Equilíbrio dinâmico: Vd = Vi © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 28. Equilíbrio Químico Cato “LEI DA AÇÃO DAS Gulberg MASSAS” Peter Waage H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) inversa Vinversa = ki.[HI]2 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 29. Equilíbrio Químico kd [HI] 2 = kc = ki [H2].[I2] © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 30. Cinética Química velocidade I2 + H2 • Velocidade direta Equilíbrio alcançado Vd = Vi  0 • Velocidade inversa 2 HI (0 mol) t0 teq t tempo © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 31. Equilíbrio Químico © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 32. Equilíbrio Químico Kc – só depende da temperatura © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 33. Equilíbrio Químico 2o. membro kc = 1o. membro © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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) © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 35. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 36. Equilíbrio Químico Para uma reação em fase gasosa: N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) 2 (pNH3) kp = (pN2).(pH2) 3 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 37. Equilíbrio Químico Para uma reação em fase gasosa: N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) p2NH 3 kp = 3H pN2.p 2 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 38. Constante de Equilíbrio © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 !!! © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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] © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 42. Cinética Química 2) Resposta: [AD].[CB] kc = = ? Kc não [AB].[CD] tem dimensão [3/4].[3/4] kc = = 9 [1/4].[1/4] © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 43. Constante de Equilíbrio © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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: © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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: © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 47. Constante de Equilíbrio 3) Resposta: Graficamente, temos: © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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.L1 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 50. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 52. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 54. Constante de Equilíbrio © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 57. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 60. Princípio de Le Châtelier © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 61. Princípio de Le Châtelier Ação sobre o sistema Reação do sistema © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 62. Princípio de Le Châtelier O sistema é contra © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 63. Produção de Amônia Processo Haber-Bosch N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) Reação difícil de ocorrer em condições normais ! © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 64. Processo Haber-Bosch • NH3, N2, H2 • H2O(g) • H2O(l) • N2, H2 • NH3, N2, H2 Catalisador (Fe) •N2, H2 NH3(l) © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 65. Princípio de Le Châtelier 2 A + B  C + D 1 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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; © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 72. Produção de Amônia Efeito da Pressão Total 2 N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) 1 1 : 3  2 4 mols  2 mols © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 76. Produção de Amônia Efeito da Temperatura 2 N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) 1 Produção NH3: Reação Exotérmica: H = - 22 kcal/mol © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 77. Produção de Amônia Efeito da Temperatura endotérmica - 2 Absorve Calor N2(g) + 3H2 (g)  2NH3 (g) Libera Calor 1 - exortérmica © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 81. Produção de Amônia • Efeito da Pressão x Temperatura: © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 82. Processo Haber-Bosch N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR •Temperatura: 400 a 600 °C • Pressão: 140 a 340 atm • Catalisador: FeO © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 84. Processo Haber-Bosch • Catalisadores: © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 85. Processo Haber-Bosch 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
  • 86. Constante de Equilíbrio © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 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. © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 89. 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 © Prof. Nelson Virgilio Aula 14
  • 90. Obrigado © Prof. Nelson Virgilio Aula 14