Trabalho Físico Química valendo nota

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FACULDADE DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS
 FATEC CAMPINAS – 2017
 TRABALHO DE FÍSICO QUÍMICA
 
A RESPOSTA DO EQUÍLIBRIO QUÍMICO ÀS MUDANÇASNAS CONDIÇÕES.
 Camila Ferreira
 Heraque Rocha
 João Pedro
 Luana Russo
	
 
 FACULDADE DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS
 
Relatório apresentado a 
Juliana Canto Duarte
 como requisito parcial para obtenção de nota na disciplina de 
Físico Química
 no curso de Tecnologia em Processos Químicos.
10 de Outubro de 2017
O princípio de Le Chatelier nos diz que quando uma perturbação é causada a um sistema em equilíbrio, ele se deslocará no sentido que minimize as forças criadas por essa perturbação e se restabeleça um novo equilíbrio químico.
 É importante entender que reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam novas substâncias com propriedades diferentes. Algumas reações ocorrem totalmente, enquanto outras não. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes formam os produtos e os produtos reagem entre si, formando os reagentes.
Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes:
N2(g)+ 3H2(g) ↔2NH3(g)
 
 A reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D:
aA + bB ↔ cC + dD
 Inicialmente, observa-se uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam. A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, cresce continuamente com o tempo. A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a igualdade. Nesse momento as substâncias C e D se formam na mesma velocidade em que são consumidas. As concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Este é o instante no qual a mistura reacional atingiu o equilíbrio.
Figura 1: Variação entre velocidade e tempo. No equilíbrio, velocidades se igualam. (Foto: Wikicommons)
 No estado de equilíbrio, mesmo com o sistema aparentando estar parado, as reações diretas e inversas continuam a ocorrer, com velocidades iguais. Por isso as concentrações das substâncias permanecem constantes. Por exemplo, na reação de produção de amônia:
Figura 2: No equilíbrio, as concentrações de produtos e reagentes são constantes (Foto: Wikicommons)
Constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc)
 Kc é uma constante de equilíbrio quando falamos de concentração, ela é uma grandeza com valor especifico para uma dada reação e temperatura, que não depende das condições inicias de concentração,pressão, ou volume.
 A expressão de Kc é dada pela seguinte fórmula:
Kc = ([C]c · [D]d) / ([A]a · [B]b)
 Onde as letras maiúsculas que estão em colchetes representão os produtos e os reagentes, e as minúsculas representão coeficiente estequiométrico, conforme dado no exemplo abaixo:
aA + bB ↔ cC + dD
Exemplo: 
Para a reação de formação da amônia temos:
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)
Kc = ([NH3]2) / ([N2] · [H2]3)
 Analisando a fórmula dada acima, podemos enxergar que quanto maior o numerador (reagentes), maior será o Kc, e maior será a tendência em formar o produto.
 Então, conclui-se que quanto maior o Kc, melhor será o rendimento da reação e o equilíbrio favorecerá a na formação do produto. Mas no caso inverso, quando o Kc é menor, teremos um equilíbrio deslocado para o reagente e temos menor rendimento de produtos. 
O equilíbrio químico é dividido em dois: homogêneo ou heterogêneo.
Equilíbrio homogêneo → reagentes e produtos constituem uma única fase.
Exemplo:
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g)
Equilíbrio heterogêneo → reagentes e produtos constituem mais de uma fase.
Exemplo:
Na2CO3(s)  Na2O(s) + CO2(g)
Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)
 A pressão exerce grande influência sobre a variação de volume dos gases e por esse motivo, a variação de pressão apenas irá deslocar equilíbrios onde os participantes da reação se encontrarem no estado gasoso.
Em um sistema onde há equilíbrio, com temperatura constante, o aumento da pressão faz com que haja a diminuição do volume dos constituintes gasosos e consequentemente, estes tenham suas concentrações aumentadas. Ou seja, quando há aumento de pressão com temperatura e massas constantes, o sistema tende a compensar a reação deslocando o equilíbrio para o sentido em que haja o menor número de moléculas gasosas (contração de volume).
Nas reações abaixo se encontram alguns exemplos.
 Reação 1: 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Reagentes: 4 mols
Produtos: 2 mols
 Se houver aumento de pressão, o equilíbrio irá se deslocar para a direita e o rendimento irá aumentar pois o número total de moléculas gasosas do produto é maior do que a do reagente.
 Reação 2:
2 NO2(g) → 2NO(g) + O2(g)
Reagentes: 2 mols
Produtos: 3 mols
Se houver aumento de pressão, o equilíbrio irá se deslocar para a esquerda, pois o número de moléculas do reagente é menor.
Reação 3:
H2(g) + I2(g) → 2HI
As alterações de pressão não deslocarão o equilíbrio, pois o número de moléculas dos reagentes e produtos é igual.
Constante de equilíbrio em termos de Temperatura 
 Quando relacionamos à temperatura as reações químicas, nós a dividimos em duas: Endotérmica e exotérmica. 
 Reações exotérmicas são quando comparamos as entalpias totais dos reagentes com os produtos e obtemos um resultado negativo. Ou seja, para formar os produtos houve a liberação de energia na forma e calor. 
 Reações endotérmicas é o oposto das exotérmicas, ao comprar as entalpias dos reagentes com os produtos obtemos um resultado positivo, indicando que houve a absorção de energia em forma de calor. 
 Ou seja, pelas definições fica mais fácil entender que as formações de produtos estão totalmente ligadas ao deslocamento do equilíbrio da reação. Vamos pegar como primeiro exemplo uma reação endotérmica, quando oferecemos ao sistema calor, estamos favorecendo a formação dos produtos, mas se retirarmos o calor, resfriar o sistema, estamos favorecendo os reagentes. O mesmo acontece com as reações exotérmicas, mas no sentido oposto, quando resfriamos o sistema, favorecemos os produtos e quando fornecemos calor, favorecemos os reagentes. 
REFERÊNCIAS:
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-constante-de-equilibrio.html
http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/variacao-temperatura-deslocamento-equilibrio-quimico.htm
http://www.infoescola.com/quimica/equilibrio-quimico/
ATKINS, Peter & JONES, Loretta - Princípios de Química 3ª edição