Efeito da pressão em sistemas gasosos
Uma seringa fechada com a ponta tapada contém uma mistura de gases em equilíbrio. Se carregares no êmbolo, a pressão sobe de imediato. Será que a composição da mistura também muda? E se, em vez de comprimires, injetares árgon no recipiente?
Pressão e quantidade de gás
A pressão de um gás resulta das colisões das partículas com as paredes do recipiente. Quanto mais partículas houver por unidade de volume, mais colisões ocorrem e maior é a pressão.
Num equilíbrio gasoso, a pressão total depende do número total de moléculas de gás e do volume. Por isso, uma reação que altera o número de moléculas de gás altera também a pressão.
Observa o equilíbrio da síntese do amoníaco:
$$\text{N}_2\ \text{(g)} + 3\ \text{H}_2\ \text{(g)} \rightleftharpoons 2\ \text{NH}_3\ \text{(g)}$$No sentido direto, 4 mol de gás (1 + 3) dão origem a 2 mol de gás. No sentido inverso, 2 mol dão origem a 4 mol.
Na síntese do amoníaco, $\Delta n(\text{g}) = 2 - 4 = -2$. No equilíbrio $\text{H}_2\ \text{(g)} + \text{I}_2\ \text{(g)} \rightleftharpoons 2\ \text{HI}\ \text{(g)}$, $\Delta n(\text{g}) = 2 - 2 = 0$.
Considera os quatro equilíbrios seguintes: 1. $\text{CaCO}3\ \text{(s)} \rightleftharpoons \text{CaO}\ \text{(s)} + \text{CO}2\ \text{(g)}$ 2.…
Considera os quatro equilíbrios seguintes:
-
$\text{CaCO}_3\ \text{(s)} \rightleftharpoons \text{CaO}\ \text{(s)} + \text{CO}_2\ \text{(g)}$
-
$\text{H}_2\ \text{(g)} + \text{I}_2\ \text{(g)} \rightleftharpoons 2\ \text{HI}\ \text{(g)}$
-
$\text{N}_2\ \text{(g)} + 3\ \text{H}_2\ \text{(g)} \rightleftharpoons 2\ \text{NH}_3\ \text{(g)}$
-
$\text{Fe}^{3+}\ \text{(aq)} + \text{SCN}^{-}\ \text{(aq)} \rightleftharpoons \text{Fe(SCN)}^{2+}\ \text{(aq)}$
- a) Indica, justificando, quais destes equilíbrios são afetados por um aumento da pressão total provocado pela compressão do recipiente.
- b) Para um dos equilíbrios afetados, indica o sentido do deslocamento quando a pressão aumenta, justificando com a contagem das quantidades de matéria dos gases (em mol) de cada lado da equação.
Compressão e expansão: o Princípio de Le Châtelier
Quando se diminui o volume do recipiente, a pressão total aumenta e todas as concentrações aumentam. O sistema reage de modo a contrariar a perturbação, ou seja, desloca-se no sentido que diminui o número de moléculas de gás, o que faz baixar a pressão.
A regra resume-se assim:
A razão: o sistema não pode anular a perturbação, mas pode atenuá-la. Ao produzir menos moléculas, a pressão sobe menos do que subiria se nada mudasse.
Considera o equilíbrio gasoso $\text{PCl}5 \rightleftharpoons \text{PCl}3 + \text{Cl}2$ num recipiente fechado. a) O recipiente é comprimido até metade do volume…
Considera o equilíbrio gasoso $\text{PCl}_5 \rightleftharpoons \text{PCl}_3 + \text{Cl}_2$ num recipiente fechado.
- a) O recipiente é comprimido até metade do volume inicial. Indica, justificando, em que sentido o equilíbrio se desloca.
- b) Mantendo o volume constante, adiciona-se árgon, um gás inerte, o que faz aumentar a pressão total no recipiente. Indica, justificando, se o equilíbrio se desloca.
- c) Explica por que razão as situações de a) e de b) têm efeitos diferentes, apesar de em ambas a pressão total aumentar.
Adição de um gás inerte
Há outra maneira de aumentar a pressão total: injetar um gás que não participa na reação, como o árgon, a volume constante.
A pressão total sobe porque há mais moléculas de gás no recipiente. Mas o volume é o mesmo e as moléculas de reagentes e produtos continuam a ter o mesmo número por unidade de volume. Logo, as concentrações de reagentes e produtos não se alteram.
Como $Q_c$ depende apenas dessas concentrações, $Q_c$ continua igual a $K_c$. O sistema continua em equilíbrio e nada se desloca.
Compara as duas situações:
| Perturbação | A pressão total | Concentrações dos gases da reação | Desloca o equilíbrio? |
|---|---|---|---|
| Comprimir o recipiente | aumenta | aumentam | Sim, se $\Delta n(\text{g}) \neq 0$ |
| Adicionar gás inerte a V constante | aumenta | não mudam | Não |
Aplicação e limites
Em química industrial, usa-se a pressão para aumentar o rendimento de reações com $\Delta n(\text{g}) < 0$. Na síntese do amoníaco, trabalha-se a pressões elevadas para favorecer a formação de $\text{NH}_3$. Voltarás a este processo em HABER-IND.
De volta ao início: ao carregar no êmbolo da seringa, a composição da mistura muda se o equilíbrio tiver $\Delta n(\text{g}) \neq 0$ (desloca-se para o lado com menos moléculas de gás). Ao injetar árgon a volume constante, a composição não muda.