Relatório Equilíbrio Químico e Le Chatelier

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Universidade Estadual de Santa Cruz
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas - DCET
Engenharia Química
Ramon Jesus Moreira dos Santos
Equilíbrio químico - Caracterização do estado de equilíbrio de sistemas
químicos e verificação experimental do princípio de Le Chatelier
Ilhéus-Bahia
03 de Maio de 2021
Ramon Jesus Moreira dos Santos
Equilíbrio químico - Caracterização do estado de equilíbrio de sistemas
químicos e verificação experimental do princípio de Le Chatelier
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação
da disciplina CET835–QUÍMICA GERAL II. Turma P09.
Dia da execução do experimento: 07/01/2020.
Professora: Miriam Sanae Tokumoto
Ilhéus-Bahia
03 de Maio de 2021
Sumário
1 RESUMO 2
2 OBJETIVO 3
3 INTRODUÇÃO 3
3.1 História . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
3.2 Equilíbrio Químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
3.3 Reversibilidade das reações . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3.4 Deslocamentos do equilíbrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
3.4.1 Concentração . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
3.4.2 Pressão . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
3.4.3 Temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4 MATERIAIS E METÓDOS 6
4.1 Materiais . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4.2 Metódos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
4.2.1 Experimento 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
4.2.2 Experimento 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
4.2.3 Experimento 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES 8
5.1 Experimento 1 - Observação da reversibilidade das reações . . . . . . . . . . . 8
5.2 Experimento 2 - Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do
equilíbrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
5.3 Experimento 3 - Caraterização do estado de equilíbrio do sistema . . . . . . . . 10
6 CONCLUSÃO 12
REFERÊNCIAS 13
1
1 RESUMO
Essa prática teve como intuito ratificar a autenticidade de teorias pertinentes ao equilíbrio
químico envolvendo o princípio de Le Chatelier, utilizou-se de soluções químicas e interações
características relacionando as mesmas, obtendo-se por fim êxito em relação a proposta inicial.
2
2 OBJETIVO
Estudar por meio dos dos experimentos sugeridos, os deslocamentos do equilíbrio
químico em função da temperatura e da concentração dos reagentes e produtos, com intuito de
constatar os princípios de Le Chatelier trabalhados em sala de aula de maneira teórica.
3 INTRODUÇÃO
3.1 História
No começo do século XX havia a expectativa para o acontecimento da Primeira Guerra
Mundial a qualquer momento. Nesse sentido, se tratando de armamento militar, os compostos de
nitrogênio tinha uma importância fundamental, pois eram utilizados para fabricar explosivos,
além do seu uso na agricultura. Dessa maneira, como existia uma escassa fonte desses nitratos
somado aos seus diferentes e importantes tipos de uso, fez com o que os cientistas da epóca procu-
rassem uma maneira econômica para fixar o nitrogênio atmosférico, visto que há em abundância,
para poder assim combinar com outros elementos e obter os compostos necessários.(Atkins,
2012)
Os alemães, Fritz Haber e Carl Bosh, descobriram uma maneira de suprir essas deficiên-
cias. Assim, isso propiciou ao exército e a agricultura alemã uma excelente fonte de fertilizantes
e explosivos.(Atkins, 2012)
Em se tratando do processo, Haber e Bosh encontraram dificuldades para produzir
esses compostos, pois nesta produção as reações não iam até o fim e aparentavam parar após
consumirem uma certa quantidade de reagentes. Com isso, eles perceberam que a reação
estava atingindo um determinado equilíbrio químico, onde não existia mais tendência a mudar a
composição da mistura da reação. Logo, essa dupla de cientistas tiveram que compreender como
a reação se aproximava do equilíbrio para então alcança-lo. Este procedimento ficou conhecido
como o processo de Haber-Bosh, e é o principal metódo até os dias atuais para produzir amônia
e retirar nitrogênio da atmosfera.(Atkins, 2012)
3.2 Equilíbrio Químico
O equílibrio químico pode ser definido como um estágio da reação ao qual a concentração
se torna constante. Nesse sentido, há um balanceamento na quantidade de reagente e produto,
pois as reações ocorrem no sentido direto e inverso, ou seja, produto se transformando em
reagente e reagente se decompondo em produto. Dessa forma, quando a reação atinge seu
equilíbrio químico, as reações direta e inversa continuam a ocorrer, mas os reagentes e produtos
3
estão sendo consumidos e recuperados com a mesma velocidade. Deste modo, a composição da
mistura permanece constante. Nesse sentido, uma consequência disso é que a reação só pode
chegar ao equílibrio quando ocorrer em um sistema isolado, visto que é necessário manter as
concentrações constantes. (Atkins, 2012)
3.3 Reversibilidade das reações
A reversibilidade das reações químicas ocorrerá quando a reação atingir um estado
de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e inversa é a mesma e não há
mudança de composição. (Atkins, 2012)
Reações explosivas aparentemente param em um estágio inicial, a exemplo da reação
propiciada por Haber para a fixação de nitrogênio com hidrogênio, segue a reação abaixo(Atkins,
2012)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) {1}
Inicialmente, a reação produz amônia rápido, porem começa a parar, e mesmo que seja
esperado um longo tempo, não ocorrera formação de produto. A reação atingiu o equilíbrio.
(Atkins, 2012)
Analogamente ocorre as mudanças de fases, as reações químicas tendem a um equilíbrio
dinâmico no qual não há mudança de composição, mas as reações direta e inversa continuam a
ocorrer, com a mesma velocidade. (Atkins, 2012)
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) {2}
Com isso, o que realmente acontece é que quando a reação aparentemente para, isso se
deve ao fato de que a velocidade da reação inversa aumenta conforme mais amônia se forma.
Neste sentido, no equlibrio a amônia se decompõe rapidamente logo após ser formada. Este
estado de transições dinâmicos são indicados por “arpões”, que representam o equilíbrio. (Atkins,
2012)
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) {3}
E após muitos experimentos, os cientistas Cato Guldberg e Peter Waage, através de
equações matemáticas, puderam comprovar que cada reação contêm uma constante característica
da mistura, à uma determinada temperatura, essa constante ficou conhecida como constante
de equilíbrio da reação. Seguindo a lei de ação das massas que resume todo esse trabalho foi
possível afirmar que: no equilíbrio, a composição da mistura da reação pode ser expressa em
termos de uma constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases que podem ser
considerados como ideais. (Atkins, 2012)
4
Temos que por definição do (Atkins,2012): "A composição de uma mistura de reação no
equilíbrio é descrita pela constante de equílibrio, que é igual às atividades dos produtos(elevadas
as potências iguais aos coeficientes estequiométricos da reação química balanceada) divididas
pelas atividades dos reagentes(elevada a potências iguais a seus coeficientes estequiométricos)".
Dada uma equação química genérica teremos que "K"será:
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) {4}
K =
[C]c[D]d
[A]a[B]b
(1)
3.4 Deslocamentos do equilíbrio
Se uma reação entra em equilíbrio, ela tende a ficar em equilíbrio pra sempre. Ou seja,
tomando como exemplo a formação da amônia ao colocar o H2 e o N2 para formar o NH3, não
adiantaria esperar uma elevada quantidade de tempo para ver se o rendimento iria aumentar, pois
a quantidade máxima de NH3 formada é aquela no equilíbrio. Nesse sentido as concentrações só
serão alteradas ao peturbar o equilíbrio.(Atkins, 2012)
Peloprincípio de Le Chatelier temos que segundo o (Atkins, 2012) :"Quando uma
perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar
para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação". Dessa forma pode-se perturbar o sistema pelas
seguintes maneiras: concentração, pressão e temperatura.
3.4.1 Concentração
Trata-se de um conceito simples de entender, uma vez que, ao se desejar aumentar a
quantidade de produto formado basta aumentar a quantidade de reagente, pois dessa maneira o
equilíbrio irá se deslocar a fim de consumir essa maior parcela de reagente, consequentemente
formando mais produto. O inverso também é um fato, pois ao se alocar excesso de produto no
meio, o equilíbrio vai se deslocar para consumir esse produto. (Russell, 1994)
^[Reagentes] = ^[Produtos]
3.4.2 Pressão
Ao aumentar a pressão do sistema o equílibrio irá se deslocar no sentido que tem menos
mol gasosos. Ao diminuir a pressão, mais mol gasosos serão formados. É uma tentativa do
sistema retornar ao seu estado de equilíbrio. (Russell, 1994)
5
↑ P = _[gases]
_P = ↑ [gases]
3.4.3 Temperatura
Sempre que a temperatura aumenta, a energia cinética das moléculas aumenta e os
choques entre elas tornam-se mais intensos. Isso faz com que a velocidade de qualquer reação
aumente. Como há duas reações ocorrendo no estado de equilíbrio, as velocidades das duas irão
aumentar. No entanto, as velocidades das duas reações presentes no estado de equilíbrio não
aumentam em proporções iguais. Assim, as velocidades das duas reações tornam-se diferentes
entre si e a partir disso o equilíbrio é deslocado. Ao aumentar a temperatura, favorece-se o
sentido endotérmico. O abaixamento da temperatura favorece o sentido exotérmico, é como se o
equilíbrio estivesse tentando"reaquecer"o meio.(Russell, 1994)
4 MATERIAIS E METÓDOS
4.1 Materiais
• Balança analítica
• Almofariz
• Cadinho
• Chapa de aquecimento
• Tela de amianto
• Tubos de ensaio
• Sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4. 5H2O)
• Solução hidroalcoólica de CoCl2
• Pipeta graduda
• Conta gotas
• Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) a 0,1 mol/L
• Solução de cromato de potássio (K2CrO4) a 0,1 mol/L
• Solução de NaOH a 1 mol/L
6
• Solução de HCl a 1 mol/L
• Solução de NaCl a 1 mol/L
• Solução de BaCl2 a 1 mol/ L
4.2 Metódos
4.2.1 Experimento 1
Inicialmente foi-se pesada uma quantia aproximada de 1g de sulfato de cobre penta
hidratado e sua massa triturada em um almofariz e seu conteúdo transferido para um cadinho. O
material foi aquecido até a cor azul desaparecer, e foi posteriormente retirado para resfriar sobre
uma tela de amianto. Em sequência, após estar em uma temperatura ambiente foi adicionado o
volume aproximado de 1 mL de água destilada.
4.2.2 Experimento 2
O experimento ocorreu com a separação de 4 tubos de ensaio que foram enumerados
de 1 a 4. No primeiro tubo foi adicionado o volume de 2 mL de uma solução hidroalcoólica de
CoCl2 e posteriormente separado os tubos dos demais. Com o segundo tubo, foi adicionado 10
mL de uma solução hidroalcoólica e com uma pipeta graduada, foi adicionado 12 gotas de água
destilada, quantidade suficiente para alterar a cor da solução do tubo de ensaio. Foi separado
uma quantidade de 2 mL do conteúdo do tubo 2 e o restante foi levado para aquecimento em
banho maria até que sua cor fosse alterada. Após a alteração da cor, 2 mL dessa solução foi
separado em um outro tubo de ensaio, e o restante da solução que estava em aquecimento foi
resfriada em água de torneira até que sua cor fosse novamente alterada.
4.2.3 Experimento 3
Inicialmente foi separado 6 tubos de ensaio que foram enumerados e adicionado a cada
um deles o volume de 2 mL de dicromato de potássio. Posteriormente foram separados mais 4
tubos de ensaio que foram enumerados e preenchidos com 2 mL de uma solução de cromato de
potássio 0,1 mol/L. Assim o experimento foi realizado seguindo os seguintes passos:
(a) 1 mL de NaOH 1 mol/L foi adicionado a um tubo de ensaio contendo a solução de
dicromato e marcado com a letra A
(b) A mesma quantidade de NaOH do item anterior foi adicionado em outro tubo
contendo cromato de potássio e este foi marcado com a letra B.
(c) No tubo C, contendo íon dicromato foi adicionado 1 mL de HCl 1 mol/L
7
(d) E em seguida a mesma quantia do item anterior foi aplicada a outro tubo contendo o
íon cromato, no caso o tubo D.
(e) No tubo de ensaio E, também contendo o íon dicromato, foi adicionado 0,5 mL de
NaOH 1 mol/L, que após agitado foi adicionado 1 mL de HCl 1 mol/L.
(f) No tubo de ensaio F, que continha o íon dicromato, foi adicionado 0,5 mL de HCl 1
mol/L, e após seu conteúdo ser agitado, foi acrescentado 1 mL de NaOH 1 mol/L.
(g) No tubo G onde havia o íon dicromato, foi adicionado 1 mL de uma solução de NaCl
1 mol/L
(h) O mesmo processo do item anterior foi realizado em outro tubo de ensaio H contendo
cromato de potássio.
(i) Finalizando o experimento, 5 gotas de BaCl2 foram adicionados a um tubo I contendo
o íon dicromato.
(j) o mesmo processo foi repetido em outro tubo J que continha o íon cromato.
Todos os resultados e alterações foram anotadas e suas análises feitas no tópico de
resultados e discussões.
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1 Experimento 1 - Observação da reversibilidade das reações
Neste procedimento, após aquecer o sulfato de cobre penta hidratado no estado sólido
(CuSO4. 5H2O) que possui coloração azul, notou uma redução na massa do composto e houve
uma mudança na coloração, o mesmo ficou branco decorrente da desidratação sofrida pelo
composto ao ser aquecido, que perdeu moléculas de água que o circundavam ao receber energia
na forma de calor.
Através dos princípios de Le Chatelier, é possível afirmar que o CuSO4. 5H2O estava
em um estado de equilíbrio com as moléculas de água que o rodeavam. Com isso, fornecendo
calor ao sistema, o sulfato de cobre se manteve sólido e as moléculas se desprenderam na
forma de vapor. Logo, o equilíbrio da reação se deslocou para um sentido que produz uma
mudança endotérmica favorecendo a formação de produto, pois o sistema absorveu calor para
ser alterado.(Atkins, 2012)
Após o seu resfriamento e com a adição de água, notou se um grande aquecimento do
mesmo, caracterizando a reação como exotérmica (liberação de calor), acompanhada de um
retorno a cor azul, derivado da reidratação do sulfato de cobre, segue a equação abaixo:
8
CuSO4 · 5 H2O (aq) CuSO4 (s) + 5 H2O (g) {5}
AZUL CINZA
A priori, é notável que neste experimento as reações de desidratação e reidratação
são processos facilmente reversíveis, bastando apenas fornecer calor para a reação sofrer uma
mudança endotérmica, e adicionar água para a reação ocorrer como uma alteração exotérmica.
5.2 Experimento 2 - Efeito da concentração e da temperatura no desloca-
mento do equilíbrio
Co(H2O)4Cl2 (aq) + 2 H2O (l) Co(H2O)6
2+ (aq) + 2 Cl– (aq) {6}
AZUL ROSA
Trata-se de uma reação reversível, que pode acontecer nos dois sentidos, e encontra-se
em equilíbrio químico,por conta disso possui então dois sentidos um endotérmico, o qual absorve
calor, e um exotérmico, liberando calor, sendo assim, se ocorrer uma mudança na temperatura
desse sistema, o equilíbrio será deslocado.
O princípio de Le Chatelier diz que quando um sistema químico em equilíbrio é imposto
a uma perturbação externa, esse equilíbrio desloca-se a fim de minimizar os efeitos provocados
pela tal perturbação. De maneira que, se a mudança advir de uma variação da temperatura temos
que um aumento da mesma implicará em mais energia disponível para a reação, consequente-
mente haverá um favorecimento de reações do tipo endotérmicas, seguindo essa lógica, com
a diminuição da temperatura do sistema, reações exotérmicas passam a ser favorecidas, e a
depender do sistema teremos então um favorecimento em relação aos produtos ou aos reagentes.
Além da perturbação pela mudança da temperatura, o equilíbrio pode sofrer um des-
locamento devido a mudança da concentração em um sistema químico, de modo que, se sua
diminuição ocorrerem um produto ou ocorrer um aumento da mesma em relação a um reagente
a reação direta será favorecida enquanto que, se ocorrer um aumento na concentração dos produ-
tos ou então uma diminuição na concentração do reagentes a reação inversa que passará a ser
favorecida.
Nesse experimento foi possível notar que:
1. O tubo 1 permaneceu com tom azul, não houve deslocamento do equilíbrio.
2. No tubo 2 ao adicionar 12 gotas de água destilada na substância de tom azulado, a mesma
passou a possuir um tom lilás seguido de um tom rósea e após adição de mais 2 gotas de
9
água obteve-se então uma coloração avermelhada. Nesse caso o equilíbrio foi deslocado
para direita, pois a concentração de Co(H2O)4Cl2 foi aumentada.
3. O tubo 3 permaneceu rósea claro, sem deslocamento do equilíbrio, pois é 2 mL do tubo 2.
4. Os 2 mL da solução do tubo 2, que foi aquecida, ao ser depositada no tubo 4 a mesma
apresentou coloração azul. O sistema consumiu o calor e se deslocou para a esquerda,
sendo este o sentido endotérmico. A solução foi comparada com o tubo 3 para verificar os
principío de Le Chatelier.
5. A substância do tubo de comparação ao 3 que estava aquecida no tubo 4, ao ser resfriada
apresentou cor rosa, logo o resfriamento favoreceu o sentido exótermico.
Sendo assim foi possível analisar que o aquecimento da solução deslocou o equilíbrio
para a esquerda, possibilitando então a formação de um tom azul e o resfriamento da solução
deslocou o equilíbrio para direta favorecendo a cor rósea. Demonstrando assim que a mudança
da temperatura e concentração influencia em uma reação química.
5.3 Experimento 3 - Caraterização do estado de equilíbrio do sistema
2 CrO4
2– (aq) + 2 H+ (aq) Cr2O7
2– (aq) + H2O (l) {7}
AMARELO LARANJA
Em seus respectivos estados de equilíbrio, a solução aquosa do cromato de potássio
(K2CrO4) possui coloração amarelada, enquanto o dicromato de potássio (K2Cr2O7) é alaranjada.
Sendo o cromato uma solução mais básica, enquanto o dicromato ácida. Logo, o que irá
determinar a cor da solução no sistema será a quantidade de pH difuso no meio.
Tubos A e B- O tubo que continha o dicromato de potássio teve sua coloração alaranjada
alterada para um amarelo alcalino após ser adicionada a quantidade de1 mL de NaOH 1mol/L.
Esta alteração pode ser explicada pelo princípio de Le Chatelier, segundo o qual por haver
uma perturbação no equilíbrio químico do dicromato, deslocando-o para o sentido do cromato
devido a presença de hidroxilas, causando a formação de CrO4−2, e tendo como resultado final a
alteração da coloração inicial. Já no tubo B a coloração do íon cromato continuou amarela mesmo
depois da adição de NaOH. Como o hidróxido de sódio é uma base forte, quando adicionado em
uma solução ele sofre uma dissociação na qual libera muitos cátions Na+ e ânions hidróxido
OH− no sistema. Estes ânions possuem afinidade com os íons H+ presentes no equilíbrio,
interação esta que quando ocorre, forma água como na seguinte equação:
H+ (aq) + OH– (aq) H2O (l) {8}
10
Como os íons H+ são consumidos pelos ânions OH−, ocorre a prevalência da coloração
amarela.
Tubos C e D- Com a solução de dicromato ocorre algo um pouco semelhante ao que
aconteceu no tubo B, a cor da solução de dicromato que é alaranjada permaneceu da mesma
forma mesmo após a adição da solução de HCl, isso se deve ao fato do HCl ser um ácido forte
que quando adicionado em uma outra solução, sofre ionização e gera muitos cátions hidrônio
H+ e cloreto Cl−. Com o tubo D que continha o íon cromato, a solução também teve sua cor
alterada, saindo de um amarelo alcalino para uma coloração de espectro alaranjado. Tomando
como base outra vez o princípio de Le Chatelier, após a adição do HCl (íons H+) o equilíbrio
teve seu deslocamento alterado para a direita, sentido do dicromato e devido a um aumento da
sua concentração hidrogeniônica, formando assim Cr2O2−7
Tubos E e F- Ao acrescentar NaOH no íon dicromato o equilíbrio da reação é deslocado
para os reagentes, no caso para esquerda, sendo constatado pela alteração da cor do laranja para
o amarelo, isto deve-se ao fato de que o NaOH é uma base e por conta disto, a concentração
de OH− na reação aumenta, deslocando assim o equilíbrio. Ao adicionar HCl nesta mesma
solução, observou-se que a coloração retornou para o alaranjado. Assim, percebe-se que quando
há maior quantidade de OH−, a reação ocorre favorecendo a formação do íon cromato e em
caso oposto, quando há maior quantidade de H+, a reação ocorre favorecendo o íon dicromato.
Isto é perceptível ao adicionar HCl no íon dicromato e nada se altera a reação continua com
tom alaranjado, no entanto ao adicionar NaOH o equilíbrio da reação se desloca para esquerda,
mudando assim para o tom amarelo.
Tubos G e H- A adição do cloreto de sódio no íon dicromato, não alterou a coloração
alaranjada, visto que NaCl é um sal que é formado por uma base forte(NaOH) e um ácido
forte(HCl), dessa maneira o equilíbrio não se altera, permanecendo assim a cor alaranjada do íon
dicromato. A mesma lógica segue para a adição de NaCl no íon cromato, permanecendo assim
com a sua coloração amarela.
Tubos I e J- Notou-se na solução do íon dicromato com o cloreto de bário, que houve a
formação do dicromato de bário que é solúvel.
Ba2+ (aq) + Cr2O4
2– (aq) BaCr2O4 (aq) {9}
Já na solução do íon cromato com o cloreto de bário, houve a formação de um precipitado
insolúvel, o cromato de bário, que teve uma coloração de amarelo fosco.
Ba2+ (aq) + CrO4
2– (aq) BaCrO4 (s) {10}
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6 CONCLUSÃO
Através dos procedimentos experimentais tornou se possível obter na prática os resultados
previstos na teoria, também foi possível identificar formas de perturbar um sistema químico a
fim de deslocar o equilíbrio do mesmo comprovando assim que o estado de equilíbrio é algo
dinâmico e que as reações não cessam, permanecendo a fim de manter o equilíbrio, e ao ocorrer
uma perturbação que afeta o sistema, o mesmo se reorganiza a fim de estabelecer novamente o
equilíbrio químico comprovando assim o princípio de Le Chatelier.
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Referências
Atkins, P.;Loretta, J. (2012). Princípios de química : questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Bookman, Porto Alegre.
Russell, J. (1994). Química geral. Makron Books, São Paulo.
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