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Equilíbrio Químico

Nesse caso, a Constante de Equilíbrio é conhecida como Kp explicitada em termos das pressões parciais de cada um dos componentes, de acordo com o exemplo genérico abaixo:

Equilíbrio Químico

Da mesma forma que o Kc, conhecendo as pressões parciais dos gases envolvidos e a equação da reação, sempre é possível determinar o Kp.

Uma das reações mais estudadas num sistema gasoso é a do processo Haber-Bosch, empregado na produção industrial de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio:

Equilíbrio Químico

Portanto, a Constante de Equilíbrio em termos de pressão parcial, Kp, pode ser definida como:

Equilíbrio Químico

Se tivermos os valores de pressão parcial, no equilíbrio, experimentalmente, iguais a 0,40 atm para o gás hidrogênio, 0,80 atm para o gás nitrogênio, e 1,60 atm para o gás amônia, o Kp será determinado matematicamente por:

Equilíbrio Químico

Duas coisas são importantes de se retirar da equação acima:

1. O valor elevado para o Kp indica que a reação tende à formação de produtos. Nesse caso, favorece a formação de gás amônia.

2. A unidade do Kp é dada em termos de pressão parcial, ou seja, em atm. No entanto, assim como no caso do Kc, é comum utilizar o valor do Kp sem unidades.

Em um sistema gasoso, às vezes, definimos a Constante de Equilíbrio em termos de concentração e, às vezes, em termos de pressões parciais.

No entanto, é possível fazer a interconversão de ambas, utilizando-se a equação de Clapeyron:

Equilíbrio Químico

Onde Equilíbrio Químicon = número total de mol dos produtos – número total de mol dos reagentes); R é igual a 8,21 x 10-2 atm/mol.K e T é a temperatura em Kelvin.

Por exemplo, calcule Kc a 1.000 K na reação de formação de amônia a partir dos gases hidrogênio e nitrogênio (Kp = 50).

Nesse caso Equilíbrio Químicon = (2-4) = -2:

Equilíbrio Químico

Equilíbrio em Sistemas Homogêneos e Heterogêneos

Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que fazem parte da mesma fase ou estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo.

Os sistemas gasosos estudados até então representam um equilíbrio homogêneo:

Equilíbrio Químico

O sistema homogêneo pode ser exemplificado também quando todas as espécies em equilíbrio são solúveis num determinado solvente, como no caso da reação de formação do complexo de ferro III com o tiocianato em meio aquoso.

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

Também são exemplos de equilíbrio homogêneo:

A reação de desprotonação de ácido fraco em meio aquoso.

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

A reação de protonação de base fraca em meio aquoso.

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

A concentração do solvente é constante, por isso a água não entra na expressão da constante do equilíbrio. Esses sistemas em equilíbrio são conhecidos como Ka e Kb, respectivamente.

O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual pelo menos uma substância está em uma fase diferente das outras. Por exemplo, a pressão de vapor de um líquido é descrito como sendo a pressão exercida por um vapor quando ele está em um estado de equilíbrio dinâmico com seu líquido (líquido Equilíbrio Químico vapor).

Nesse caso, duas fases coexistem no sistema, então se trata de um equilíbrio heterogêneo. A pressão de vapor da água pode ser representada como um equilíbrio dinâmico heterogêneo entre a água líquida e a água de vapor. A água líquida não aparece na expressão porque, nesse caso, é uma constante.

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

Na decomposição térmica do calcário, CaCO3, o equilíbrio é heterogêneo e depende somente da concentração de CO2 e da temperatura, e não das quantidades de CaCO3 e CaO, já que são sólidos e suas concentrações são iguais às densidades das substâncias puras, portanto são constantes.

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

A existência de uma solução saturada de sal é outro exemplo de equilíbrio heterogêneo, porque o sal sólido insolúvel coexiste com seus íons na solução aquosa:

Equilíbrio Químico

Tanto CaF2 sólido quanto o solvente (água) não aparecem na equação geral, como foi explicado anteriormente. No equilíbrio, as concentrações dos íons em solução são constantes a uma dada temperatura. Íons Ca2+ e F- continuam a formar CaF2 sólido, e o CaF2 sólido continua a se dissolver.

Devido à taxa de precipitação e dissolução serem as mesmas, não há variação nas concentrações dos íons em solução, a menos que haja uma perturbação no equilíbrio, conforme será visto adiante.

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