Equilíbrio químico

Equilíbrio químico

EQUILÍBRIO QUÍMICO

LARISSA DIAS SANTOS

JEQUIÉ – BA

ABRIL – 2012

INTRODUÇÃO

A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. Equilíbrio químico é ponto em que as concentrações de todas as espécies são constantes. O equilíbrio é dinâmico porque a reação não para, mas as velocidades opostas se igualam. (Brown)

Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química.

Reagentes → Produtos

A + B → C + D

Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes):

Reagentes Produtos

A + B C + D

A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no qual, reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas. Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e produtos estão em um estado estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão formando produtos, e espécies de produtos estão retornando para os reagentes.

Representando graficamente o equilíbrio de acordo com o tempo e a velocidade, tem-se:

No momento em que o equilíbrio é alcançado, encontra-se a constante de equilíbrio, em que é o valor numérico obtido quando se substitui as pressões parciais ou concentrações molares reais no equilíbrio na expressão:

Keq = [C]c. [D]d

[A]a. [B]b

Fatores que influem no equilíbrio:

Às vezes certas circunstâncias indicam que é necessário o conhecimento dos fatores que podem influenciar no equilíbrio de uma reação química. Equilíbrio químico, sendo dinâmico, é passível de responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e se ela não estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio. Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se transformam em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação inversa aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto. Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem novamente. Estas situações são explicadas pelo Princípio de Le Chatelier, que é enunciada da seguinte maneira: ‘’se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.’’

Efeito da adição de reagentes:

O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da concentração ou pressão parcial dos reagentes.

Efeito da pressão:

Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo. O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão.

Efeito da temperatura:

Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria destes equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios são, portanto sempre fornecidas em uma determinada temperatura. O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação química em equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a reação, tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada.

O objetivo desse experimento foi caracterizar o equilíbrio das reações, reconhecer fatores que influenciam no equilíbrio químico de acordo com o principio de Le Chatelier e demonstrar a reversibilidade das reações químicas.

EXPERIMENTAL

MATERIAIS E REAGENTES

  • Tubos de ensaio

  • Pipeta

  • Proveta

  • Béquer

  • Pêra

  • Água destilada

  • Conta-gotas

  • Espátula

  • Solução de cromato de potássio a 0,1mol/L

  • Solução de dicromato de potássio a 0,1mol/L

  • Solução de ácido clorídrico 1,00 mol/L

  • Solução de hidróxido de sódio 1,00mol/L

  • Solução de Ba(NO3)2 1,0 mol/L

  • Ácido clorídrico concentrado

  • Solução aquosa de cloreto de cobalto

PROCEDIMENTO

Equilíbrio cromato – dicromato

  • Numerou-se 10 tubos de ensaio: Nos tubos de 1 a 5, colocou-se 2,0ml de solução de cromato de potássio 0,1 mol/L. Aos tubos 6 a 10, adicionou-se 2,0ml de solução de dicromato de potássio 0,1 mol/L.

  • Ao tubo 2, adicionou-se 0,5ml da solução de ácido clorídrico 1 mol/L e agitou-se. Comparou-se com a coloração do tubo 1.

  • Ao tubo 3, adicionou-se 0,5 ml de solução de acido clorídrico 1 mol/L observou-se o resultado e em seguida, adicionou-se 1,0 ml de NaOH. Anotou-se o ocorrido.

  • Ao tubo 4, adicionou-se 2 gotas da solução de nitrato de bário 1 mol/L- Ba (NO3)2 – e observou-se.

  • Ao tubo 5 adicionou-se 1 gota de NaOH 1,0 mol/L e 2 gotas de nitrato de bário 1,0 mol/L e observou-se.

  • Ao tubo 7, adicionou-se 1,0 ml de solução de NaOH 1 mol/L e agitou-se. Comparou-o com a coloração do tubo 6.

  • Ao tubo 8, adicionou-se 0,5 ml de solução de NaOH 1 mol/L, observou o resultado e em seguida, adicionou-se 1 ml de HCl. Anotou-se o ocorrido.

  • Ao tubo 9, adicionou-se 2 gotas de solução de nitrato de bário 1mol/L e observou-se.

  • Ao tubo10, adicionou-se 1 gota de HCl 1 mol/L e 2 gotas de nitrato de bário 1mol/L e observou-se o resultado.

Equilíbrio de [CoCl4]2- / [Co(H2O)6]

  • Colocou-se 2,0 ml de solução de cloreto de cobalto em um tubo de ensaio. Adicionou-se cuidadosamente, HClconc. até se observar qualquer variação. Posteriormente adicionou-se água e observou-se, levando em consideração a diluição efetuada.

  • Em um tubo de ensaio adicionou-se pequena quantidade de cloreto de cobalto hexahidratado e aqueceu-o. Posteriormente com água corrente, resfriou-o.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Equilíbrio cromato – dicromato

A equação que descreve o equilíbrio cromato- dicromato está expressa da seguinte maneira:

2 K2CrO42- + 2 H3O+ K2Cr2O72- + 3 H2O

Amarelo Alaranjado

Inicialmente vale ressaltar que cromatos são sais do ácido crômico e dicromatos são sais do ácido dicrômico, respectivamente. Os sais derivados destes ácidos apresentam respectivamente o ânion cromato e dicromato. Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (laranja) (Cr2O72–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso:

K2CrO4 + 2HCl  2KCl + H2CrO4

Ao tubo 1 contendo cromato não adicionou-se nenhum outro reagente, pois, posteriormente, este foi utilizado para comparação com os demais.

No tubo 2, havia solução de cromato de potássio e quando foi adicionado solução de ácido clorídrico o equilíbrio se deslocou no sentido de formação dos produtos, logo a reação torna-se laranja pois favoreceu a formação de dicromato. A seguinte equação descreve a reação formada:

K2CrO4 + 2HCl 2KCl + H2CrO4

No tubo 3, havia solução de cromato de potássio e foi adicionado 0,5 mL de ácido clorídrico, tornando uma solução de coloração laranja, e em seguida foi adicionado 1,0 mL de hidróxido de sódio, tornando a coloração amarela novamente. Ocorreu uma reação de reversão, isso porque a reação do H+ com OH- (neutralização) diminui a concentração do participante H++. Assim, equivale dizer que adicionar uma base (NaOH) estamos retirando H+.

K2CrO4+2NaOH2K(OH) + Na2CrO4

No tubo 4, observou-se a formação de precipitado ao adicionar 2 gotas de solução de Ba(NO3)2. A solubilidade do cromato de bário é 8,5 x 10-11 mol/L e percebe-se, devido a formação de precipitado, que o BaCrO4 não foi totalmente solúvel. A equação de equilíbrio é dada da seguinte forma:

K2CrO4 + Ba(NO3)2  BaCrO4 + KNO3

No tubo 5, ao adicionar 1 gota de NaOH 1,0 mol/L e 2 gotas de Ba(NO3)2, observou-se também formação de precipitado. Devido aos íons OH oriundos do hidróxido de sódio, o precipitado foi translúcido, ou seja, possuía um pouco de transparência.

No tubo 7, ao adicionar 1,0 mL de solução de NaOH observou-se que a solução passou de coloração laranja para amarela, que foi comparado com o tubo 6 que continha dicromato puro, de coloração laranja. A equação que descreve a reação é:

K2Cr2O7 + 2NaOH  Na2Cr2O7 + 2KOH

No tubo 8, ao adicionar NaOH observou-se que a coloração da solução passou de laranja para amarelo e ao adicionar HCl, percebeu-se que a coloração voltou a ser laranja. De acordo com o princípio de Le Chatelier, a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, foi alterada quando se adicionou o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato, promovendo a formação de CrO42–, devido a presença de hidroxilas, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E ao adicionar HCl, houve o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim a solução voltou a possuir coloração laranja.

No tubo 9, observou-se formação de precipitado ao adicionar duas gotas de nitrato de bário, a reação química é expressa pela seguinte equação:

Ba(NO3)2 + K2Cr2O7BaCr2O7 (s) + K2NO3(aq)

O precipitado formado é o dicromato de bário.

No tubo 10, visivelmente nada foi observado.

Equilíbrio de [CoCl4]2- / [Co(H2O)6]

[CoCl4]2- + 6H2O [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-, H < 0.

Azul Rosa

Ao adicionar cuidadosamente HCl concentrado ao tubo de ensaio contendo solução de cloreto de cobalto (II), observou-se aumento da temperatura e que a solução adquiriu coloração azul, sendo que inicialmente possuía coloração rósea. Ao adicionar água ao tubo de ensaio, observou-se que a solução voltou a possuir coloração rósea.

Ao aquecer um tubo de ensaio contendo cloreto de cobalto (II)hexahidratado cristalino de coloração rósea, observa-se que a sua coloração muda para azul, indicando que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl4.A reação ocorre da seguinte forma:

CoCl2(6H2O) CoCl2 + 6H2O

O aquecimento da solução desloca-se o equilíbrio para direita, formando CoCl2-4 (azul). O resfriamento da solução desloca o equilíbrio para esquerda no sentido do CoCl2(6H2O). Isso mostra como a mudança de temperatura influencia em uma reação química. O calor é tratado como se fosse um reagente químico, de acordo com os princípios de Le Chatelier. Em uma reação exotérmica consideramos o calor como produto e em reação endotérmica como reagente. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome excesso de reagente (ou produto).

CONCLUSÃO

De acordo com o procedimento experimental foi possível obter na prática os resultados descritos na literatura. Também foi possível identificar as maneiras de como perturbar um determinado equilíbrio, assim com foi aplicado o princípio de Le Chatelier para explicar o fato de que um sistema em equilíbrio sofre diversas variações nas condições externas.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T... Química, a ciência central.Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

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