Equilíbrio Químico

Cálculos envolvendo a estequiometria da reacção

Conceitos

A experiência anterior apresentava apenas reacções com uma única espécie no estado gasoso; todas as outras espécies se encontravam no estado sólido. Assim, a pressão do sistema pode ser usada para calcular directamente a constante de equilíbrio, uma vez que, a pressão do sistema é igual à pressão parcial das espécies no estado gasoso. Contudo, para a maioria das reacções, os cálculos para determinação da constante de equilíbrio são mais complexos.

Considere a importante reacção atmosférica, traduzida pela equação química:

O2 (g) + 2 SO2 (g) 2 SO3 (g)

Considere que inicialmente o sistema é apenas constituído por oxigénio e dióxido de enxofre. À medida que a reacção progride o oxigénio e o dióxido de enxofre vão sendo consumidos formando-se o trióxido de enxofre. A pressão do sitema é igual à soma das pressões parciais de cada um dos componentes no estado gasoso, e o valor de cada uma destas pressões parciais difere do valor inicial.

P = PO2 + PSO2 + PSO3

Como calcular a pressão parcial de cada um dos reagentes e produtos da reacção, num dado instante, a partir da pressão do sistema?

Um conceito fundamental para este caso é a extensão da reacção, que será representado por x. Na realidade estão envolvidas na reacçao moléculas de oxigénio, de dióxido de enxofre e de trióxido de enxofre. Cada unidade de x (extensão da reacção) corresponde à quantidade de substância indicada pelo coeficiente estequiométrico associado a cada reagente e produto. Assim, quando x = 1, uma mole de oxigénio e duas moles de dióxido de enxofre foram consumidas, formando-se duas moles de trióxido de enxofre. Mas a alteração no sistema pode dar-se no sentido contrário. Quando x = -1, formou-se uma mole de oxigénio e duas moles de dióxido de enxofre, consumindo-se duas moles de trióxido de enxofre.

A extensão de reacção permite relacionar a variação na quantidade de determinada substância com a variação na quatidade de uma outra substância. A forma mais directa de ilustrar esta relação é através do uso de uma tabela como a representada abaixo:

  O2 SO2 SO3
Inicial P1 P2 P3
Alteração - x - 2 x + 2 x
Equilíbrio P1 - x P2 - 2 x P3 + 2 x

Este tipo de tabela deve ser construída em termos da quantidade de substância para cada espécie. Contudo, na expressão da constante de equilíbrio são necessárias concentrações ou pressões parciais. Sempre que as substâcias químicas, envolvidas na reacção, se encontrem no mesmo estado físico (sendo o volume o mesmo para cada uma delas), a quantidade de substância pode ser substituída por pressões parciais ou concentrações. Neste exemplo, a extensão da reacção é expressa em termos de pressões parciais.

A primeira linha da tabela é preenchida com as pressões parciais iniciais de cada substância, correspondendo às que o experimentador coloca inicialmente no sistema. A segunda linha reflete a estequiometria da reacção aplicada à extensão da reacção verificando-se a ligação entre a variação das quantidades dos reagentes ou produtos com a variação da quantidade de outros reagentes ou produtos. A última linha corresponde, simplesmente, à soma das duas linhas anteriores (primeira e segunda linha), que não é mais do que a pressão parcial do equilíbrio de cada uma das substâncias. Neste contexto, a extensão da reacção, x, é a quantidade necessária para se alcançar o estado de equilíbrio. No equilíbrio, os valores apresentados na última linha da tabela podem ser substituidos na expressão da constante de equílibrio KP.

PO2 = P1 - x

PSO2 = P2 - 2 x

PSO3 = P3 + 2 x

KP = PSO32

PO2 PSO22
= (P3 + 2 x)2

(P1 - x) (P2 - 2 x)2

É possível calcular o valor de x se te for fornecido o valor da pressão P e das três pressões parciais iniciais P1, P2 e P3?

É possível calcular a pressão parcial para cada uma das substâncias no equilíbrio, se te fornecerem os valores de x e os três valores iniciais das pressões parciais P1, P2 e P3?

Esta estratégia usada para determinar o valor de KP a partir da P funcionará na reacção a seguir descrita?

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)



Experiência

Objectivo: Determinação da constante de equilíbrio da reacção química.

Parte 1.

Nesta parte da experiência estudar-se-á a reacção química relativa à equação:

O2 (g) + 2 SO2 (g) 2 SO3 (g)

A montagem consiste em dois balões de vidro ligados entre si. O balão da esquerda é primeiro colocado sob vácuo transferindo-se, depois, uma certa quantidade de oxigénio. A pressão de oxigénio é medida pelo manómetro colocado à esquerda dessa balão. De forma idêntica, o balão da direita é colocado sob vácuo, e depois, tranferida uma certa quantidade de dióxido de enxofre para o mesmo. A pressão deste balão é medida pelo manómetro colocado à direita.

A reacção inicia-se quando se abre a torneira entre os dois balões, permitindo a mistura dos dois gases. Cada um dos manómetros pode ser utilizado para medir a pressão do sistema no equilíbrio.

Repita esta experiência variando os valores de pressão inical do oxigénio e do dióxido de enxofre. Deve obter-se sempre os mesmo valor de KP.

Cada balão tem um volume de 1,000 L e a reacção decorre a altas temperaturas.

Nota: As pressões medidas para o oxigénio e para o dióxido de enxofre NÃO são as quantidades P1 e P2 na tabela anteriormente indicada. Porque é que isto acontece? Como poderemos calcular P1 e P2?

Qual a variabilidade que existe, entre cada experência, para o valor de KP? Porque existe essa variabilidade?

Depois de realizar a experiência algumas vezes pode verificar se as suas respostas estão correctas.

O2
           
SO2


Parte 2.

Nesta parte da experiência, será estudada a reacção de síntese do amoníaco (pelo método de Haber).

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

O material e o procedimento para esta experiência são iguais aos da parte 1. Como anteriormente, cada balão tem um volume de 1,000 L. O objectivo é determinar a constante de equilíbrio (KP) para esta reacção à temperatura de 400 K.

Repete várias vezes a experiência para determinar a precisão do valor da constante de equilíbrio obtido.

H2
     
N2


Constante de Equilíbrio                     Príncipio de Le Chatelier

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© 2001 David N. Blauch