Equilibrio químico

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TÍTULO: Equilíbrio químico.
1. OBJETIVO
Compreender o Princípio de Le Chatelier por meio da influência da concentração dos
componentes e da temperatura.
2. MATERIAIS E REAGENTES
Erlenmeyer de 250 e 500 mL, pipetas volumétricas, água destilada, soluções de CoCl3
1 molar, HCl 12 molar e AgNO3 6 molar.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema
fechado param de variar com o tempo é chamada de equilíbrio químico[2]. Quando se varia
qualquer fator que esteja contribuindo para o estabelecimento do equilíbrio de um sistema,
esse equilíbrio é momentaneamente destruído e tem início um processo de mudanças no
sistema que vão ocorrendo até que se atinja um novo equilíbrio. Para determinar quais
mudanças ocorrem, ou em que sentido elas ocorrem, é muito prático utilizar o Princípio de Le
Chatelier, o qual estabelece que sempre que um equilíbrio é pertubado, o sistema se ajusta de
modo a cancelar parcialmente o distúrbio aplicado[1].
Na prática em questão aplicou-se o Princípio de Le Chatelier por meio da variação da
concentração dos compostos e da temperatura por meio do IrYdium Chemistry Lab. Dessa
forma, para verificar a influência da concentração, inicialmente, adicionou-se 55 mL de HCl
concentrado em uma solução de CoCl2, sendo possível observar que a coloração da solução
mudou para azul. . Sabe-se que o cobalto (II) não existe em solução aquosa como um íon
livre, mas na forma de um íon complexo, onde seis moléculas de água se ligam com orbitais
vazios do cobalto (II), e ao reagir com íons cloreto, a reação se desloca para a direita
formando um complexo de cor azul, como mostra a reação abaixo.
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl-(aq) ⇋ [CoCl4]2-(aq) + 6 H2O(l)
ROSA AZUL
Antes da adição do ácido calculou-se a constante de equilíbrio da reação, K.
⇒ ⇒ ⇒ k ≃ 2,86 x 10-3 𝑘 = [𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠][𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠] 𝑘 =
[𝐶𝑜𝐶𝑙
4
]2−
[𝐶𝑜(𝐻
2
𝑂)
6
]2+ [𝐶𝑙−]4
𝑘 = [3,346𝑥10
−2]
[9,665𝑥10−1] [1,866]4
Sendo K < 1, podemos concluir que a quantidade de produtos está em menor
quantidade que a dos reagentes. Após adicionar HCl esperou-se até que a temperatura se
estabelecesse e por meio dos dados obtidos, calculou-se o consciente Q, que relaciona as
concentrações das várias substâncias envolvidas, sendo possível determinar o sentido da
reação.
⇒ ⇒ ⇒ Q ≃ 2,86 x 𝑄 = [𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠][𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠] 𝑄 =
[𝐶𝑜𝐶𝑙
4
]2−
[𝐶𝑜(𝐻
2
𝑂)
6
]2+ [𝐶𝑙−]4
𝑄 = [1,256𝑥10
−1]
[5,991𝑥10−2] [5,203]4
10-3
Sendo Q = K, podemos concluir que após a adição de ácido, houve a perturbação do
sistema e que, após um tempo, estabeleceu-se novamente o equilíbrio porém com
concentrações de espécies diferentes do equilíbrio inicial. É possível observar que houve um
aumento da concentração do produto, responsável pela coloração azul observada na prática,
uma vez que ao aumentar a concentração dos reagentes a reação se desloca no sentido de
consumir esse excesso adicionado.
Após isso, adicionou-se algumas gotas de AgNO3 sendo possível observar a formação
de um precipitado, AgCl(s).
AgNO3(aq) ⇋ Ag+ + NO-3
Ag+ + Cl- ⇋ AgCl(s)
--------------------------------------------
AgNO3(aq) + Cl- ⇋ AgCl(s) + NO-3
Assim, pelas equações acima, é possível verificar que ao adicionarmos íons Ag+ a
solução, estes reagem com os íons Cl-, formando o precipitado AgCl(s), fazendo com que a
solução adquira uma cor mais clara visto que ao diminuirmos a concentração dos produtos, a
reação tende a se deslocar no sentido dos reagentes para restabelecer o equilíbrio do sistema.
Por último, adicionou-se mais uma certa quantidade de HCl, sendo possível observar
que a coloração da solução novamente ficou azul, confirmando que ao aumentar a quantidade
de reagentes o equilíbrio se desloca no sentido dos produtos a fim de consumir parte dessa no
quantidade de Cl- adicionada.
Para verificar a influência da temperatura no sistema, primeiramente se elevou a
temperatura da solução a 100ºC e esperou-se que a mesma atingisse novamente o equilíbrio.
O K de equilíbrio da reação obtido, foi:
⇒ ⇒ k = 2,88 x 10-3𝑄 =
[𝐶𝑜𝐶𝑙
4
]2−
[𝐶𝑜(𝐻
2
𝑂)
6
]2+ [𝐶𝑙−]4
𝑘 = [1,257𝑥10
−1]
[5,951𝑥10−2] [5,201]4
Nessa etapa, pode-se observar que mesmo após uma variação brusca da temperatura,
de 25º para 100º, a reação ao sofrer tal perturbação, após algum tempo retornou ao seu estado
de equilíbrio o qual pode ser observado pelo valor de Q. Em seguida, variou-se novamente a
temperatura, porém, mantendo o sistema isolado. Os valores de Q de equilíbrio da reação
para cada temperatura se encontram na tabela abaixo.
Temperatura (ºC) Q de equilíbrio
0º 6,71 x 10-4
100º 5,25
Por meio dos resultados obtidos, é possível concluir que quando o sistema em
equilíbrio é aquecido, a reação será favorecida na tentativa de consumir o calor adicionado.
Dessa forma, sendo Q > K, mais no sentido dos produtos ocorre a reação, sendo esta reação,
um processo endotérmico. Por outro lado, ao resfriarmos o sistema em equilíbrio a reação se
dera por um processo exotérmico, numa tentativa de repor o calor perdido.
4. CONCLUSÃO
O estudo do equilíbrio químico é de grande importância para fins práticos como , por
exemplo, para determinar se uma reação é reversível ou não. Dessa forma, por meio da
prática foi possível observar por meio do princípio de Le Chatelier, que quando um sistema é
pertubado, ocorrem novos processos que buscam estabelecer um novo equilíbrio e, tal fato,
pode ser observado com a variação da temperatura e da concentração dos componentes,
podendo ser observado as mudanças do sistema e em que sentido as mesmas ocorrem.
5. REFERÊNCIAS
1. BROWN, Theodore L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2016. xxv, 1187 p.
2. CONSTANTINO, Maurício Gomes; SILVA, Gil Valdo José da; DONATE, Paulo
Marcos. Fundamentos de química experimental. 2. ed. São Paulo: EDUSP, 2011.
278 p.