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Química e Indústria: equilíbrios

e desequilíbrios

Lei de Le Châtelier

Ana Paula Pereira – 2009/2010

Sumário

• Introdução

• Lei de Le Châtelier

• Factores que afectam o estado de equilíbrio

• Concentração

• Pressão

• Temperatura

• Como tornar a síntese do amoníaco mais

económica

• Fábrica de amoníaco

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Introdução

• Para que um produto seja produzido

industrialmente, o seu fabrico tem que ser

economicamente viável.

• No caso das reacções químicas:

– não podem ser demasiado lentas;

– não podem ser demasiado rápidas;

– devem ser tão completas quanto possível.

Lei de Le Châtelier

Sempre que se provoca qualquer

perturbação num estado de

equilíbrio, o sistema reaccional

entra em desequilíbrio e a

reacção vai evoluir

espontaneamente, num ou

noutro sentido, para um novo

estado de equilíbrio.

Henri Louis Le Châtelier

(1850 – 1936)

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Factores que afectam o estado de

equilíbrio

1. Concentração dos reagentese produtos;

2. Pressão do sistema;

3. Temperatura do sistema.

ConcentraçãoN2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Adição de H2 (ou N2):

• De acordo com a Lei de LeChâtelier, a reacção evoluirá nosentido de contrariar estaperturbação, ou seja, no sentidode diminuir a concentração dosreagentes.

• A reacção evoluirá no sentidodirecto, alterando-se acomposição do sistema eatinge-se um novo estado deequilíbrio, que obedece aomesmo valor de Kc.

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Concentração

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Adição de NH3:• De acordo com a Lei de LeChâtelier, a reacção evoluirá nosentido de contrariar estaperturbação, ou seja, no sentidode diminuir a concentração doamoníaco.

• A reacção evoluirá no sentidoinverso, alterando-se acomposição do sistema e atinge-se um novo estado de equilíbrio,que obedece ao mesmo valor deKc.

Concentração

Um outro processo de determinar o sentidoda evolução da reacção é por comparaçãode Qc com Kc.

Relação entre Qc e Kc Qc < Kc Qc = Kc Qc > Kc

Evolução da reacção Sentido

directo

Existe

equilíbrio

Sentido

inverso

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Pressão

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Compressão (aumento de pressão por diminuição

de volume) - a reacção evoluirá no sentido:

• De contrariar esta perturbação, ou seja, no

sentido de diminuir a pressão.

• Directo, ou seja, naquele em que a quantidade

química total de partículas é menor. Atinge-se

um novo estado de equilíbrio em que o valor de

Kc se mantém.

Pressão

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Expansão (diminuição de pressão por aumento

de volume) – a reacção evoluirá no sentido:

• De contrariar esta perturbação, ou seja, no

sentido de aumentar a pressão.

• Inverso, ou seja, naquele em que a quantidade

química total de partículas é maior. Atinge-se

um novo estado de equilíbrio em que o valor de

Kc se mantém.

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PressãoEm resumo:

• Um aumento de pressão (diminuição devolume) favorece a reacção em que ocorre umadiminuição do número total de moles dosistema;

• Uma diminuição de pressão (aumento devolume) favorece a reacção em que ocorre umaumento do número total de moles do sistema.

Temperatura

A maior parte das reacções químicas ocorre

com absorção ou libertação de energia:

• ∆H < 0 para reacções que libertam energia –

exotérmicas;

• ∆H > 0 para reacções que absorvem energia –

endotérmicas.

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Temperatura

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ∆H = -92 kJ mol-1

Aumento da temperatura do sistema – a

reacção evoluirá no sentido:

• De contrariar esta perturbação, ou seja, no

sentido de diminuir a temperatura.

• Inverso, ou seja, no sentido da reacção

endotérmica. Atinge-se um novo estado de

equilíbrio, em que o valor de Kc diminui.

Temperatura

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Diminuição da temperatura do sistema – a

reacção evoluirá no sentido:

• De contrariar esta perturbação, ou seja,

no sentido de aumentar a temperatura.

• Directo, ou seja, no sentido da reacção

exotérmica. Atinge-se um novo estado de

equilíbrio, em que o valor de Kc aumenta.

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Temperatura

Como tornar a síntese do

amoníaco mais económica

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ∆H = -92 kJ mol-1

ConcentraçãoConcentração::

• Quanto maior for a concentração de reagentes,

mais amoníaco se produz.

• Usa-se excesso de N2 (mais barato) para favorecer

a reacção directa e aproveitar ao máximo o H2

(mais caro).

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Como tornar a síntese do

amoníaco mais económica

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ∆H = -92 kJ mol-1

PressãoPressão::

• Usam-se pressões cerca de 150 a 300 vezes

maiores do que a pressão atmosférica normal

(1atm).

• As pressões não são maiores porque seria muito

dispendioso, além de envolver sistemas de

segurança bastante exigentes.

Como tornar a síntese do

amoníaco mais económica

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ∆H = -92 kJ mol-1

TemperaturaTemperatura::

• Usam-se temperaturas moderadamente baixas (450 ºC). Areacção é exotérmica e, se a temperatura do sistemaaumentar, a reacção tende a ocorrer no sentido inverso.

• Maior temperatura significa maior agitação molecular e, senão houver agitação molecular suficiente, haverá poucascolisões e a transformação pode tornar-se muito lenta,prejudicando a produção de NH3. Por isso, a temperaturanão pode ser demasiado baixa.

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Como tornar a síntese do

amoníaco mais económica

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) ∆H = -92 kJ mol-1

CatalisadoresCatalisadores::

• Usa-se o ferro como catalisador. A adição de ferro em pómisturado com óxidos de potássio e alumínio aumentasignificativamente a rapidez da reacção.

• Os catalisadores intervêm nas reacções químicas sem,contudo, nelas se consumirem. Eles aumentam a rapidezdas reacções directa e inversa, diminuindo o tempo quedemora a atingir o equilíbrio químico.

Como tornar a síntese do

amoníaco mais económica

• Associando concentrações dos

reagentes e pressões elevadas,

temperaturas moderadamente

baixas e catalisadores

adequados, obtêm-se condições

óptimas para a produção

industrial do amoníaco.

• O conhecido ditado “tempo é

dinheiro” aplica-se à indústria

química!...

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