Química Experimental - Equilibrio Quimico

Química Experimental - Equilibrio Quimico

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PR ÁTICA 10 – EQUILÍBRIO QUÍMICO Introdução

Muitas reações não se processam totalmente, como se poderia esperar.

Por exemplo, reagindo 1 mol de H2 com 1 mol de I2, esperaríamos que se formasse 2 mois de HI, de acordo com a equação:

H2 (g)+ I2(s) 2HI(s)
incolormarrom incolor

No entanto, mesmo a elevadas temperaturas não obteríamos mais que

1,6 mols de HI, restando ainda no sistema 0,2 mols de H2 e 0,2 mols de I2. Além disso, mantendo-se constantes as condições do sistema, estas concentrações não variam mais com o tempo. Então dizemos que a reação se processa até um certo ponto e então, pára. A partir do tempo em que as propriedades macroscópicas do sistema não mais se alteram, dizemos que o sistema está em equilíbrio. Neste exemplo citado, a propriedade macroscópica muito importante é a cor do sistema por causa do reagente I2. No início da reação a intensidade da cor é máxima, diminuindo com o tempo, até permanecer constante no equilíbrio. Neste caso a permanência da cor é importante indicação de que realmente a reação não se processou até o fim, pois, se isso acontecesse, o sistema final seria incolor.

À primeira vista, poderíamos dizer que o equilíbrio é estático, isto é, que a reação simplesmente parou em determinado ponto. No entanto alguns experimentos mostram que, na realidade, o equilíbrio é Dinâmico, ocorrendo, simultaneamente, duas reações:

Reação 1: H2 (g)+ I2(s) 2HI(s)
Reação 2: 2HI(s)H2 (g) + I2(s)

No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais. Porém, no início a reação 1 é rápida e a segunda é lenta. Isso só acontece porque a velocidade de uma reação depende das concentrações das espécies que estão reagindo. Desta forma, no inicio só existem H2 e I2.

À medida que a reação prossegue, são reduzidas as concentrações H2 e

I2, diminuindo a velocidade da reação 1. Por outro lado, a concentração do produto HI vai aumentando gradativamente, aumentando também a velocidade da reação 2.

As equações das duas reações podem ser escritas numa só equação, como se segue:

H2(g) + I2 2 HI(g)

A extensão de uma equação desse tipo (REAÇÃO REVERSÍVEL) é representada por uma expressão de equilíbrio, denominada constante de equilíbrio, expressa por:

eq=Κ

aA+ bB cC + dD

Considerando a reação genérica: A sua constante de equilíbrio será expressa por:

eq BA

O ponto de equilíbrio e, portanto, as extensões da reação podem ser deslocadas, mudando-se as condições do sistema. Os principais fatores que influem sobre o equilíbrio químico são:

a) Concentração das espécies envolvidas na reação; b) Temperatura c) Pressão

A influência dos fatores mencionados pode ser estudada utilizando o

Princípio de Le Chatelier, segundo o qual um sistema em equilíbrio tende a anular ou, pelo menos, atenuar os efeitos de força que agem sobre ele.

a) Efeito da concentração

Analisando-se a equação que representa a reação em equilíbrio abaixo, é fácil verificar que, alterando-se as concentrações de regentes ou produtos, o equilíbrio se deslocará em um ou outro sentido, aumentando ou diminuindo a extensão da reação:

72laqOHOCr+−2+−+)()(242aqaqHCrO
laranjaamarelo

OCr CrOHeq

Obs: A concentração de H2O(I) não entra na expressão de equilíbrio. Por que?

Aumentando-se, por exemplo, a acidez do sistema (o que significa aumentar a concentração da espécie H+), o equilíbrio se deslocará no sentido de formar mais Cr2O7 2-. Por outro lado diminuindo-se a acidez (o que pode ser feito adicionando-se ao sistema uma base, ou seja, OH-, que consome os íons H+), o equilíbrio se deslocará em sentido contrário.

b) Efeito da Temperatura

Aumento de temperatura provocará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Da mesma maneira, diminuição de temperatura provocará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Tentando-se dissolver, por exemplo, o sal iodeto de chumbo (PbI2) em água, à temperatura ambiente, observa-se que apenas uma pequena quantidade do sal se dissolve, por ser o sal Pbl2 pouco solúvel em água. Após a dissolução, estabelece-se um equilíbrio, expresso pela equação a seguir:

PbI2(s)Pb2+ (aq) + 2I- (aq)

H2O cuja expressão do equilíbrio é a seguinte: Keq = [Pb2+] . [I- ]2

Obs: A concentração do sólido não entra na expressão. Por que?

Este tipo de equilíbrio é, como se vê, expresso por um produto de concentrações iônicas e, por isso, a constante de equilíbrio é normalmente denominada PRODUTO DE SOLUBILIDADE. Logo,

Aquecendo este sistema, no entanto, o equilíbrio se deslocará no sentido da dissolução (e conseqüentemente, dissociação), podendo-se dissolver todo o sal, se a quantidade não for muito grande. O efeito da temperatura é um pouco mais drástico que no caso da concentração, porque a temperatura não desloca apenas o equilíbrio, mas modifica também o valor da constante de equilíbrio, que depende desse fator.

c) Efeito da Pressão

Aumento do volume de um sistema gasoso em equilíbrio aumenta o espaço entre as partículas. O equilíbrio se deslocará no sentido de diminuir este espaço quando possível, ou seja, no sentido de aumentar o número de partículas. Seja o sistema:

2 NO2(g)N2O4(g)
marromincolor

Um aumento de volume deslocará o equilíbrio no sentido de formar mais NO2 (marrom), aumentando a intensidade da coloração.

PARTE EXPERIMENTAL Objetivos

Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos Reconhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico: Princípio de Le Chatelier Determinar a expressão da constante de equilíbrio

3 Béqueres de 50 mL;Pêra de segurança;
3 Conta-gotas;Água destilada;
8 Tubos de ensaio;K2Cr2O4 0,1 mol/L;
Suporte para tubos de ensaio;K2Cr2O7 0,1 mol/L;
2 Pipetas graduadas de 2 mL;HCl 1 mol/L; NaOH 1 mol/L;

Materiais e Reagentes BaCl2 1mol/L.

Procedimentos

1) Caracterização do estado de equilíbrio do sistema:

72laqOHOCr+−2+−+)()(242aqaqHCrO

Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, através da diferença de cor do íon cromato, amarelo, e do íon dicromato, alaranjado. Deve-se observar que, mesmo predominando visualmente a cor amarela (deslocamento no sentido do íon cromato) pode existir pequena quantidade do íon dicromato, e vive-versa.

No suporte, coloque 4 tubos contendo 2 mL de K2Cr2O7 0,1 mol/L (íon dicromato, alaranjado), 4 tubos contendo 2 mL de K2CrO4 0,1 mol/L (íon cromato, amarelo). Faça as reações dos itens a até e, anote os resultados

(variações macroscópicas - cor) na tabela a seguir. a) Em um tubo contendo íon dicromato, adicione 0,5 mL (aproximadamente 10 gotas) de solução 1mol/L de NaOH. Compare a cor da solução com a dos outros tubos. Anote a variação observada na tabela e adicione, ao mesmo tubo, 1mL de solução de HCl 1 mol/L. Agite e compare novamente com os outros tubos. Não se esqueça de levar em consideração a diluição. Escreva as equações e anote na tabela esta nova variação. Faça o mesmo para cada item.

b) Repita o mesmo procedimento com um tubo contendo cromato, usando primeiramente 0,5 mL de HCl 1 mol/L e depois 1 mL de NaOH 1 mol/L.

c) 1) Em um tubo contendo CrO4 2- 1 mol/L: adicione 4 gotas de solução da

BaCl2 0,1 mol/L. Agite e observe se há formação de precipitado.

2) Em um tubo contendo Cr2O7 2- 0,1 mol/L repita a operação.

Obs: A solubilidade do BaCrO4 é 8,5 ×10-1 mol/L e o BaCr2O7 é solúvel d) 1) Em um tubo contendo CrO4 2- 1 mol/L: adicione 1 mL de solução de

NaOH 1 mol/L. Agite, observe e adicione 2 gotas de solução de BaCl2 0,1 mol/L

2) Em um tubo contendo Cr2O7 2- 0,1 mol L-1: repita o mesmo procedimento. Compare os dois tubos entre si e com os tubos do item c. Justifique as diferenças ou as semelhanças.

e) 1) Em um tubo contendo Cr2O7 2- 0,1 mol/L: adicione 1 mL de solução de

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