AULA TEÓRICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO

QUÍMICO

PROF: MSC. DAVID MAIKEL

Química

Existem 4 fatores que afetam a velocidade das reações químicas:

Concentração dos reagentes

Temperatura

Área superficial (estado de divisão) dos reagentes

Presença de catalisadores

A cinética química estuda a velocidade a que as

reações químicas ocorrem.

VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

A velocidade de uma reação é definida como a variação da

concentração de produtos ou de reagentes que ocorrem por unidade

de tempo.

Determina-se medindo a diminuição da concentração dos

reagentes ou o aumento da concentração dos produtos.

Δt

BΔ

Δt

AΔmédiaVelocidade

Para a reação:

A B

VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO

Consideremos a reação:

Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-(aq) + 2H+(aq) + CO2 (g)

Δt

BrΔ

tt

BrBrmédia velocidade 2

inicialfinal

inicial2final2

4

A diminuição da concentração de bromo à medida que o tempo passa

manifesta-se por uma perda de cor da solução

VELOCIDADE DE UMA REACÇÃO

tempo

A B

o Para t = 0 (início da reacção) há 1,00 mol A (100 esferas pretas) e B

não está presente. Para t = 20 min, existem 0,54 mol A e 0,46 mol B

Para t = 40 min, existem 0,20 mol A e 0,80 mol B

A velocidade média da reacção depois de 40 min será

Supondo que:

M/min0,2040

0)-(0,80

40

1,00)-(0,20médiaVelocidade

A velocidade média diminui com o tempo

CÁLCULO DA VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO

Δt

BΔ

Δt

AΔmédiaVelocidade

VELOCIDADE INSTANTÂNEA

C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)

A velocidade da reação

num determinado instante

(velocidade instantânea) é o

declive da tangente à curva

do gráfico concentração vs.

tempo nesse instante.

A velocidade instantânea

é diferente da velocidade

média.

ESTEQUIOMETRIA E VELOCIDADE DE REAÇÃO

Consideremos a seguinte reacção:

2 A B

Consomem-se duas moles de A por cada mole de B que se forma, ou seja,

a velocidade com que A se consome é o dobro da velocidade de formação

de B. Escrevemos a velocidade da reação como:

No caso geral, para a reacção:

aA + bB → cC + dD

A velocidade é dada por:

t

D

dt

C

ct

B

bt

A

avelocidade

][1][1][1][1

t

Avelocidade

][

2

1

t

Bvelocidade

][ou

NH4+ (aq) + NO2

- (aq) N2 (g) + 2 H2O (ℓ)

Consideremos a reação

para a qual

EQUAÇÃO DE VELOCIDADE OU

LEI CINÉTICA DE UMA REAÇÃO

Verifica-se que

o quando a [NH4+] duplica, mantendo a [NO2

-] constante, a velocidade

duplica;

o quando a [NO2-] duplica mantendo a [NH4

+] constante, a velocidade

também duplica;

Logo, v [NH4+][NO2

-]

Equação de velocidade ou Lei cinética da reacção:

onde k é a constante de velocidade da reacção.

]NO][NH[Rate 24 kv

EQUAÇÃO DE VELOCIDADE OU

LEI CINÉTICA DE UMA REAÇÃO

UTILIDADE DAS EQUAÇÕES CINÉTICAS

1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do

conhecimento da constante de velocidade e das

concentrações de reagentes;

2- Calcular a concentração de reagentes em

qualquer instante durante o decorrer de uma reação.

ORDEM DE REAÇÃO

Consideremos a reação geral:

aA + bB → cC + dD

A equação da velocidade assume a forma:

Velocidade = k[A]x[B]y

x,y,k – determinados experimentalmente

x e y – ordem de uma reação; x é a ordem de A e y é a ordem de B.

A reação tem ordem global x+y

Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências

a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da

reação

Uma reação pode ser de ordem zero, 1 (1.ª ordem), 2 (2.ª ordem), etc.

o ordem zero em relação a um reagente se a alteração da concentração desse

reagente não causa alteração à sua velocidade.

o primeira ordem em relação a um reagente se, duplicar a concentração,

duplica a velocidade da reação também.

o é de ordem n em relação a um reagente se, duplicar a concentração

aumenta de 2n a velocidade da reação.

Uma reação é de:

ORDEM DE REAÇÃO e

CONCENTRAÇÃO

REAÇÕES DE ORDEM ZERO

Reações de ordem zero são raras. As reações de primeira e de

segunda ordem são os tipos mais comuns de reações.

A equação cinética é: velocidade = k[A]0=k

A equação concentração tempo é:

A velocidade de uma reação de ordem zero é constante e

independente das concentrações de reagentes.

k

dt

Ad

[A] = [A]0 – k t

REACÇÕES DE ORDEM ZERO

Gráfico da concentração [A] em função do tempo para uma reação de ordem zero

Tempo de de meia-vida

(t1/2): é o tempo necessário

para que a concentração de

uma reagente diminua para

metade do seu valor inicial.

t½ = [A]0

2k

REAÇÕES DE 1ª ORDEM

Uma reação de primeira ordem é uma reação

cuja velocidade depende da concentração de

reagente elevada à potência unitária. A

produto

16

COMPORTAMENTOS CARACTERÍSTICOS DE

UMA REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM

17

a) Diminuição da concentração do

reagente com o tempo.

b) Utilização da representação gráfica

da relação linear de ln[A] em função do

tempo para calcular a constante de

velocidade.

REAÇÕES DE 1ª ORDEM

A produto

0

00

1

lnln

lnlnln

)(1

AktA

ktAAktA

A

stA

AkAk

t

A

Akvelocidade

t

Avelocidade

18

TEMPO DE MEIA-VIDA

k

tk

tA

A

kt

693,02ln

1

2/ln

12/12/1

0

02/1

Tempo de meia-vida (t1/2):

Variação da concentração de

um reagente com o número de

tempos de semi-transformação

para uma reação de primeira

ordem

][

][ln

1 0

A

A

kt

Por definição de tempo de meia-vida, quando t=t1/2, [A] = [A]0/2

REAÇÕES DE 2ª ORDEM

É a reação cuja velocidade depende da

concentração de reagente elevada ao quadrado

ou de concentrações de dois reagentes

diferentes, cada um deles elevada à unidade.

1º Caso: A → produto

2º Caso: A + B → produto

20

TEMPO DE MEIA-VIDA (t1/2) NA REACÇÃO

DE 2ª ORDEM

02/12/1

00

11

2/

1

Aktkt

AA

Podemos obter uma

equação para o tempo de

meia-vida da reacção de

2ª ordem, se fizermos

[A] = [A]0/2 na equação:

ktAA

0][

1

][

1

Obtém-se

REAÇÕES DE 2ª ORDEM

1º Caso: A → produto

MstA

Ak

Akt

A

Akvelocidade

t

Avelocidade

112

2

2

22

REAÇÕES DE 2ª ORDEM

2º Caso: A + B → produto

kt

AA

BAkt

B

t

A

BAkvelocidade

t

B

t

Avelocidade

0

11

23

Ordem Equação cinética

Equação

concentração-tempo

Tempo de meia-vida

0

1

2

Velocidade =k

Velocidade = k [A]

Velocidade = k [A]2

ln[A] = ln[A]0 - kt

1

[A] =

1

[A]0 + kt

[A] = [A]0 - kt

t½

ln2

k =

t½ = [A]0

2k

t½ = 1

k[A]0

RESUMO DA CINÉTICA DE REAÇÕES DE ORDEM

ZERO, 1ª ORDEM E 2ª ORDEM

Leis de velocidade para mecanismos

de várias etapas

Mecanismos de reação

TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS

Modelo que explica o aumento da velocidade das reações com o

aumento da temperatura, considerando que as moléculas, para

reagirem, têm que colidir umas com as outras.

Contudo, nem todas as colisões resultam na formação de

produtos; só uma pequena parte delas vai resultar na ocorrência

de reação, dependendo de dois fatores:

1. Fator de orientação

2. Energia cinética

Para que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dos

reagentes colidam com a orientação correta.

Colisão eficaz

FATOR DE ORIENTAÇÃO

Colisão Eficaz

Colisão Ineficaz

ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Energia de ativação:

Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina se

não rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre se

as moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar a

barreira de energia de ativação.

ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Energia de ativação: segundo a teoria das colisões postula-se

que, para que possam reagir, as moléculas que colidem têm de

possuir uma energia cinética total maior ou igual do que a energia

de ativação (Ea). É a energia necessária para que se inicie uma

dada reação.

Complexo ativado: é a espécie formada transitoriamente pelas

moléculas de reagentes, como resultado da colisão, antes da

formação do (s) produto (s)

COMPLEXO ATIVADO

A+ B C + D

Reacção exotérmica Reacção endotérmica

Complexo

ativado

Complexo

ativado

A fração de moléculas, f, com energia igual ou superior Ea é:

FRAÇÃO DE MOLÉCULAS COM Ea

EQUAÇÃO DE ARRHENIUS

A maior parte dos dados da velocidade das reações obedece à

seguinte relação

Em que:

k- constante de velocidade

A – fator de frequência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz)

Ea – energia de ativação (kJ/ mol)

R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I. 8,314 J/K . mol)

T – temperatura absoluta

Quanto menor Ea e maior T , maior k.

RTEa

Aek

Rearranjando a Equação de Arrhenius, obtém-se:

DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Para duas temperaturas, a relação entre as constantes de velocidade é:

12

a21

T

1

T

1

R

Eklnkln

J/K.mol 8,314 R

kJ/mol E

ln1

ln

a

/

A

TR

EkAek aRTEa

ANÁLISE GRÁFICA DA EA

Reações endotérmicas (absorvem calor)

b = EA

c = ∆H

ANÁLISE GRÁFICA DA EA

Reações exotérmicas (liberam calor)

b = EA

c = ∆H

Fatores que influem na velocidade das

reações

a ) Área de contato entre os reagentes;

b ) Concentração dos reagentes;

c) Temperatura e Energia de Ativação;

d) Ação de catalisadores;

e) Pressão.

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Superfície de Contato

Quanto maior a superfície de

contato entre os reagentes,

mais rápida a reação.

Quanto mais fragmentado o reagente, maior a velocidade da reação, pois maior

é a superfície de contato.

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Natureza dos reagentes

Substâncias orgânicas Reações mais lentas

Substâncias inorgânicas Reações mais rápidas

Ag+ + Cl- → AgCl↓

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Luz

Reações fotoquímicas = aceleradas pela luz.

Exemplo:

Decomposição da água oxigenada

2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g) luz

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Pressão (reações gasosas)

- aumento de pressão

- maior choque entre as partículas

- maior velocidade na reação

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Temperatura

- aumento de temperatura.

- maior energia cinética das partículas

- velocidade da reação aumenta

> T < T

Regra de Vant Hoff

Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.

Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC

Velocidade V 2V 4V

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Concentração dos Reagentes

Geralmente:

maior concentração dos reagentes

maior velocidade da reação

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS

REAÇÕES

Catalisadores

Substâncias com a propriedade de aumentar a rapidez das

reações químicas, permanecendo inalteradas após o término

da reação.

EA1

EA2

Para a maioria das reações, a

velocidade aumenta com um

aumento da temperatura.

EFEITO DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE

DE REAÇÃO

CATÁLISE

Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma

reação química, sem ser consumida durante essa reação.

Um catalisador aumenta a velocidade de uma reação por diminuir a sua

energia de ativação.

uncatalyzed catalyzed

k = A . exp( -Ea/RT )

Velocidadereação catalisada > Velocidadereação não catalisada

Ea k

Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos

reagentes e produtos

• A síntese de Haber do amoníaco

• A síntese do ácido nítrico

• Conversores catalíticos

Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos

reagentes e produtos

• Catálise ácida

• Catálise básica

Existem dois tipos de catalisadores: Homogêneos e heterogêneos.

CATÁLISE

CATÁLISE HETEROGÊNEA

Processo Haber (produz NH3)

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

Fe/Al2O3/K2O

catalisador

A síntese de Haber do amoníaco

4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)

Catalisador de platina-ródio

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

2NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)

Pt-Rh catalysts used in Ostwald process

PROCESSO DE OSTWALD (produz HNO3)

Conversores Catalíticos

CO + Hidrocarbonetos que não sofreram combustão + O2 CO2 + H2O Conversor catalítico

2NO + 2NO2 2N2 + 3O2 Conversor

catalítico

Compressor de ar: fonte

de ar secundário

Recolha de gases de escape

Tubo de escape

Conversores Catalíticos

Extremidade do tubo de escape

As enzimas são catalisadores biológicos.

As enzimas actuam apenas sobre moléculas especificas, chamadas

substratos (ou seja, reagentes), deixando inalterado o resto do sistema.

Uma enzima é tipicamente uma proteína de dimensões elevadas que

contém um ou mais centros activos. É nesses centros que ocorrem as

interacções com as moléculas de substrato. Estes centros activos têm

estruturas compatíveis apenas com certas moléculas com uma relação

topológica semelhante à que existe entre uma chave e a respectiva

fechadura.

E + S ES

ES P + E

CATÁLISE ENZIMÁTICA

k

CATÁLISE ENZIMÁTICA

EFEITO DE UM CATALISADOR ENZIMÁTICO NUMA

REAÇÃO QUÍMICA

Reacção não catalisada Reacção catalisada por uma

enzima

A reacção catalisada ocorre num mecanismo em duas etapas. A

segunda etapa (ES E + P) é a etapa que controla a velocidade da

reação.

Reações completas ou irreversíveis

São reações nas quais os reagentes são totalmente

convertidos em produtos, não havendo “sobra” de

reagente, ao final da reação !

Exemplo:

HCl(aq)

+ NaOH(aq) NaCl

(aq) + H

2O

(l)

Essas reações tem rendimento 100 % !

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Reações incompletas ou reversíveis

São reações nas quais os reagentes não são totalmente

convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente,

ao final da reação !

Essas reações tem rendimento < 100 % !

Exemplo:

- reações de esterificação

CH3COOH + C

2H

5OH CH

3COOC

2H

5 + H

2O E

QU

IL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

A reversibilidade de uma reação pode

ser relacionada com o seu rendimento !

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Para a reação gasosa (com baixo rendimento) :

CO + H2O CO

2 + H

2

Concentração (mol/L)

CO = H2O

CO2 = H2

tempo

Reação com baixo rendimento

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

A mesma reação, com alto rendimento

CO + H2O CO

2 + H

2

Concentração (mol/L)

CO2 = H2

CO = H2O

tempo

Reação com alto rendimento

Sob o ponto de vista da cinética

química, as reações reversíveis

podem ocorrer em dois sentidos

(direto e inverso) representados

por

R P

com uma velocidade direta (vdireta

ou v1) e uma velocidade inversa

(vinversa

ou v2).

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Considerando-se uma reação química

genérica:

aA + bB xX + yY

A velocidade direta será:

v1 = k

1 [A]a[B]b

a qual diminui com o passar do tempo.

A velocidade inversa será:

v2 = k

2 [X]x[Y]y

que no início é nula e vai aumentanto !

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

A medida que a reação avança a

velocidade direta vai diminuindo e

a inversa aumentando, até o

momento em que as duas tornam-

se iguais e a velocidade global

nula !

vdireta

= vinversa

v1 = k

1 [A]a[B]b e v

2 = k

2 [X]x[Y]y

Esse momento é chamado de

Equilíbrio Químico.

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

As variações de velocidade direta e inversa, até

alcançar o equilíbrio, podem ser representadas pelo

diagrama abaixo.

0

2

4

6

8

10

velocidade

1 4 7

10

13

16

tempo

velocidades e equilíbrio

velocidade direta

velocidade inversa

equilíbrio químico

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Se as duas velocidades (direta e inversa) são iguais ao atingir

o equilíbrio, então:

v1 = v

2

k1[A]

a[B]

b = k

2[X]

x[Y]

y

isolando os termos semelhantes resulta:

KCCCC

kk

cb

B

a

A

y

Y

x

X

2

1

.

.

CAa , CB

b ,... = concentrações molares de A, B,...

Kc = constante de equilíbrio (concentrações)

CAa = [A]a , ...

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Algumas reações e as constantes Kc

(em função de concentrações)

Generalizando

Kc = [Produtos]

p / [Reagentes]

r

Reação Constantes

N2 + 3H

2 2NH

3 K

c = [NH

3]2 / [N

2].[H

2]3

PCl5

PCl

3 + Cl

2 K

c = [PCl

3].[Cl

2] / [PCl

5]

SO3 + 1/2 O

2 SO

3 K

c = [SO

3] / [SO

2].[O

2]1/2

2H2 + S

2 2H

2S K

c = [H

2S]

2 / [H

2]2.[S

2]

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Equilíbrio químico em reações gasosas

Considere a formação da amônia, que ocorre em fase gasosa,

num balão de volume V, em certa temperatura T sendo que

cada gás exerce uma pressão parcial Px

N2(g)

+ 3H2(g)

2 NH3(g)

A pressão de cada gás pode ser

calculada a partir da expressão:

P = nx R T / V

onde: nx / V = [X]

logo: P = [X] R T

[X] = molaridade ; R = constante dos gases

e T = temperatura absoluta (K)

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Se a reação ocorrer em fase gasosa a constante de

equilíbrio pode ser expressa em função das pressões

parciais exercidas pelos componentes gasosos:

PPPP

K b

B

a

A

y

Y

x

X

p.

.

lembre que:

V

nRT P

P = pressão ; V = volume ; n = número de mols ; T = temperatura (K)

R = constante universal dos gases = 0,082 atm.L/mol.K

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Cálculo da constante Kc - exemplo

O PCl5 se decompõe, segundo a equação:

PCl5 PCl

3 + Cl

2

Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser

alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não

transformado. Calcular Kc.

PCl5 PCl3 Cl2

Inicio 3,0 - -

Equilíbrio 0,5 2,5 2,5

Reage 2,5 - -

A constante de equilíbrio será:

Kc = [PCl

3].[Cl

2] / [PCl

5] = [2,5].[2,5] / [0,5]

Kc = 12,5 mol/L

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Equilíbrios em reações heterogêneas

Há certas reações, nas quais se estabelece equilíbrio,

em que reagentes e/ou produtos encontram-se em

estados físicos distintos, como por exemplo:

I - CaCO3(s)

CaO(s)

+ CO2(g)

II - NH4Cl

(s) NH

3(g) + HCl

(g)

Nesses casos, como a concentração dos componentes

sólidos não variam, as constantes não incluem tais

componentes.

I - Kc = [CO

2] e K

p = P

CO2

II - Kc = [NH

3].[HCl] e K

p = P

HCl . P

NH3

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Deslocamento do equilíbrio químico

(Princípio de Le Chatelier ou equilíbrio móvel)

Os agentes externos que podem deslocar o

estado de equilíbrio são:

1. variações nas concentrações de reagentes ou

produtos;

2. variações na temperatura;

3. variações na pressão total.

“Quando um agente externo atua sobre uma reação em

equilíbrio, o mesmo se deslocará no sentido de diminuir os

efeitos causados pelo agente externo”.

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

1 - Influência das variações nas concentrações

* A adição de um componente (reagente ou produto) irá

deslocar o equilíbrio no sentido de consumí-lo.

* A remoção de um componente (reagente ou produto)

irá deslocar o equilíbrio no sentido de regenerá-lo.

As variações nas concentrações de reagentes

e/ou produtos não modificam a constante Kc

ou Kp.

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

1 - Influência das variações nas concentrações

Exemplo

Na reação de síntese da amônia

N2(g)

+ 3 H2(g)

2 NH3(g)

I - adicionando N2 ou H

2 o equilíbrio desloca-se no sentido de

formar NH3

( ) ;

II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de

regenerá-la ( ).

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

2 - Influência das variações na temperatura

Um aumento na temperatura (incremento de energia)

favorece a reação no sentido endotérmico.

Uma diminuição na temperatura (remoção de energia)

favorece a reação no sentido exotérmico.

A mudança na temperatura é o único fator que altera

o valor da constante de equilíbrio (Kc ou K

p).

- para reações exotérmicas: T Kc

- para reações endotérmicas: T Kc

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

2 - Influência das variações na temperatura

Exemplo

A síntese da amônia é exotérmica:

N2 + 3 H

2 2 NH

3 H = - 17 kcal/mol

I - um aumento na temperatura favorece o sentido endotérmico

( );

II - um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a

síntese da amônia, ou seja, o sentido direto ( ).

Portanto, na produção de amônia o reator deve

estar permanentemente resfriado !

Regra de Vant Hoff

Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.

Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC

Velocidade V 2V 4V

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

3 - Influência das variações na pressão total

Um aumento na pressão total (redução de volume)

desloca o equilíbrio no sentido do menor número de mols

gasosos.

Uma diminuição na pressão total (aumento de volume)

desloca o equilíbrio no sentido do maior número de mols

gasosos.

As variações de pressão somente afetarão os

equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos

quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e

produtos seja diferente de zero (ngases

0).

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

3 - Influência das variações na pressão total

Exemplo

Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols

gasosos (ngases

= - 2)

N2(g)

+ 3 H2(g)

2 NH3(g)

I - um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido direto,

menor no de mols( );

II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido

inverso, maior no de mols ( ).

Se a diferença de mols gasosos for nula as variações

de pressão não deslocam o equilíbrio.

EQ

UIL

ÍB

RIO

Q

UÍM

IC

O

Síntese da amônia

- efeito da pressão total