EQUILIBRIO QUIMICO

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FAHOR – Faculdade Horizontina
Cursos de Engenharia de Alimentos
Disciplina: Química Analítica Quantitativa
Equilíbrio químico - Deslocamento de equilíbrio e princípio de Le Chatelier
Alunos:
Paula Eduarda Balsan Stefanello
Professora: Janice Zulma Francesquett
Horizontina, 16 de março de 2019.
1 – OBJETIVO
	Observar, através de experimentos, os efeitos gerados durante o deslocamento do equilíbrio químico de reações a partir de fatores como: concentrações dos reagentes, íon comum e não comum, reações de precipitação e soluções-tampão.
2 – INTRODUÇÃO
Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet. (AQUINO, 2008) 
De acordo com Lavorenti (2002) o 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. 
Os fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio foram estudados pelo cientista francês Henri Louis Le Chatelier, que enunciou o princípio geral sobre o deslocamento dos equilíbrios: quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de se esquivar a ação da força aplicada. Os fatores que atuam no deslocamento dos equilíbrios químicos são: concentração dos reagentes, pressão e a temperatura. (AMARAL, 1995) 
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. (LAVORENTI, 2002)
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 princípio 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. (LAVORENTI,2002) 
	
O princípio de Le Chatelier, segundo Mendonça (2013): 
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. Se uma reação é exotérmica (libera calor), tal como no processo Haber de produção de amônia, então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de amônia porque o calor gerado na reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica (consome calor), tal como a decomposição de PCl5, o calor deve ser fornecido para deslocar em direção ao produto. 
Em uma reação de precipitação, forma-se um produto sólido insolúvel quando duas soluções eletrolíticas são misturadas. Quando uma substância que é insolúvel forma-se em água, ela se precipita logo. Ocorre uma reação de precipitação quando duas soluções com eletrólitos são misturadas e reagem para formar um sólido insolúvel. (ATKINS e JONES, 2011). Logo, o equilíbrio pode ocorrer não somente em sistemas de uma fase, mas em sistemas que ocorrem precipitações. 
Já soluções tampões, são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. De acordo com Marconato et al. (2004): 
Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Exemplos de soluções tampões: Ácido acético + acetato de sódio; Ácido bórico + borato de sódio; Ácido cítrico + citrato de sódio; Ácido fosfórico + fosfato de sódio; Amônia + cloreto de amônio. 
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. (MARCONATO et al., 2004) 
Para Gewehr (2015) o equilíbrio pelo efeito do íon comum é: 
O deslocamento que ocorre no equilíbrio químico de uma reação reversível, quando se adiciona um íon já existente no equilíbrio. O efeito do íon comum só afeta o deslocamento de uma reação em equilíbrio, mas não altera a constante de equilíbrio (Kc), desde que a temperatura seja mantida constante, pois ela só é afetada por uma mudança na temperatura. Outro fator importante que também pode ser alterado é o pH, como o equilíbrio é deslocado para a esquerda, diminui-se o grau de ionização do ácido ou da base. 
O íon não comum é aquele que não está presente no equilíbrio, mas que, quando adicionado, reage com algum dos íons presentes, deslocando o equilíbrio no sentido dos íons em solução. (GEWEHR, 2015) 
3 – PARTE EXPERIMENTAL
3.1 – 	Materiais: 
· Provetas;
· Tubos de ensaio; 
· Pipeta;
· Pipetador;
· Béquer;
· Papel indicador universal;
· Espátula; 
· Pipeta de Pasteur;
3.2 – Reagentes: 
· Água deionizada;
· Cloreto de ferro 0,1 mol/L; (FeCl3)
· Tiocianato de amônio 0,1 mol/L; (NH₄SCN)
· Cloreto de amônio; (NH₄Cl)
· Ácido acético 0,1 mol/L; 
· Acetato de sódio 0,1 mol/L;
· Hidróxido de amônia 0,1 mol/L
· Fenolftaleína;
· Acido clorídrico 1 mol/L; (HCl)
3.3 –	Procedimentos Experimentais: 
No primeiro procedimento em uma proveta foi adicionado de água deionizada e adicionado dez gotas de solução de cloreto de ferro III e dez gotas de solução de tiocianato de amônio. 
A partir dessa solução, foi separado em quatro tubos de ensaio numerados de 01 a 04. No primeiro tubo, foi adicionado 3mL de solução de FeCl3, no segundo tubo foi adicionado 3 mL de solução de NH4SCN, e no terceiro foi colocado NH4Cl sólido e concluindo foi agitado os tubos de ensaio para garantir a homogeneização.
No segundo experimento foi adicionado ácido acético 0,1 mol/L em um béquer e utilizado uma fita para medir o pH, após medido, foi adicionado um pouco de acetato de sódio sólido e medido o pH novamente.
No terceiro procedimento foi adicionado 3 mL de hidróxido de amônia 0,1 mol/L em um béquer e utilizado uma fita para medir o pH, após medido, foi adicionado um pouco de cloreto de amônio sólido e medido o pH novamente.
No quarto experimento foi adicionado em 1 mL de hidróxido de amônia uma gota de fenolftaleína, e a partir dessa solução, foi coletada uma gota e adicionada em 2mL de água deionizada. Essa solução foi aquecida e após esfriada na torneira.
No quinto experimento de soluções-tampão, foi adicionado 20 mL de ácido acético e 20 mL de acetato de sódio em uma proveta de 100 mL, essa solução foi dívida em dois béquer, em um volume igual. Em um terceiro béquer foi adicionado 20 mL de água deionizada, no béquer 1 e 3 foi adicionado 0,5 mL de ácido clorídrico 1mol L-1. Após esse procedimento foi feito a leitura do pH das três soluções através da fita. 
4 – RESULTADOS E DISCUSSÕES
Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as reações diretas (reagentes)e indiretas (produtos) estiverem com a mesma velocidade e quando não haverá mais variação na concentração. Sendo assim, segue abaixo os resultados dos quatro experimentos realizados.
PARTE 1: Abaixo segue a reação do cloreto de ferro IIIe tiocianato de amônio-efeito concentração. 
A coloração inicial do cloreto de ferro III era amarelo fraco, e do tiocianato de amônio era incolor. Quando se misturou essas duas soluções na proveta (contendo30mL de água destilada), a coloração mudou para vermelho sangue. Essa solução foi dividida em 3 tubos de ensaio. O tubo de ensaio 4 serviu-se para fazer as comparações, e era de cor laranja forte. 
Ao tubo de ensaio 1, quando se adicionou 3 mL de FeCl3, aumentou-se a concentração de FeCl3, a coloração ficou vermelha e o equilíbrio se deslocou-se para a direita, conforme a demonstração abaixo: 
Ao tubo de ensaio 2, quando se adicionou 3 mL de NH4SCN, aumentou-se a concentração de NH4SCN, a coloração ficou com cor de vinho e o equilíbrio deslocou-se para a direita, conforme a demonstração abaixo: 
Ao tubo de ensaio 3, quando se adicionou meia espátula de NH4Cl, a coloração ficou laranja fraco, ou seja, quando se aumentou a concentração de NH4Cl, o equilíbrio deslocou-se para a esquerda conforme a demonstração abaixo:
Comparando com o tubo de ensaio 4, através do princípio de LeChâtelier observou-se que quando se aumenta a concentração de algum dos produtos, a coloração fica mais fraca e o equilíbrio se desloca para a esquerda. Quando se aumenta a concentração de algum dos reagentes, a coloração se torna mais forte, e o equilíbrio se desloca para a direita. 
Abaixo segue a equação matemática que descreve o equilíbrio da reação. 
PARTE 2: Abaixo segue a reação do ácido acético e acetato de sódio solido. 
CH3COOH(aq) + H2O CH3COO-(aq) + H3O+
Ao medir o pH do acido acético, foi apontado que contém um pH de 3, e após a adição do acetato de sódio o pH passou a corresponder à próximo de 7. Isso ocorre porque o acetato do sódio sofre uma grande dissociação na solução, enquanto o ácido acético sofre uma pequena ionização, pois ele é um ácido fraco, no caso o deslocamento do equilíbrio ocorrerá para a esquerda, pois o íon comum, no caso, é o íon acetato (CH3COO-(aq)). Esses íons terão que ser consumidos, formando-se ácido não ionizado.
PARTE 3: Abaixo segue a reação do hidróxido de amônia e cloreto de amônio solido. 
NH3(g) + H2O NH4+(aq) + OH-(aq)
Ao medir o pH do hidróxido de amônia, foi apontado que contém um pH de 11, e após a adição do cloreto de amônio o pH se manteve o mesmo.
PARTE 4: Abaixo segue a reação do hidróxido de amônia com água. 
NH3(g) + H2O NH4+(aq) + OH-(aq) H<0
Ao adicionar uma gota de fenolftaleina a solução de hidróxido de amônio, foi possível observar que a solução ficou em um tom de rosa forte. E transpassando uma gota dessa solução para a água deionizada também permaneceu no mesmo tom. Quanto o tubo de ensaio contendo a água e a gota da solução passou a ser aquecida, foi possível observar a mudança de cor passando do rosa para o transparente. Após esse procedimento, foi colocado embaixo da torneira para esfriar, assim retornando para a cor atual.
A ionização da amônia trata-se de um processo exotérmico, por isso com o aquecimento, o equilíbrio acaba se deslocando no sentido do reagente, explicando o desaparecimento da cor rosa. E ao dar o banho de água esfriando o tubo, a cor rosa vai reaparecendo, demonstrando que o equilíbrio se desloca no sentido dos produtos.
PARTE 5: A mistura de ácido acético e uma solução de acetato de sódio foi separada em dois béqueres, em quantidades iguais. No terceiro béquer continha água deionizada. Nos béqueres 1 e 3 após fazer a adição de HCl, ficaram com o pH 5 e 2 respectivamente. E ao béquer 2 ficou com o pH 5. Ácido acético acetato de sódio são soluções-tampões. Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição (MARCONATO et al., 2004). Por isso só houve uma mudança considerável de pH ao adicionar HCl no béquer que continha água deionizada. 
5 – CONCLUSÕES
	Colocando em prática os conceitos de equilíbrio químico, pode-se concluir com a realização dos experimentos, que a manipulação das concentrações de espécies envolvidas em equilíbrios químicos é perfeitamente possível. Existem tipos diferentes de equilíbrio que podem ser observados, sendo que cada um deles deve ser manipulado da maneira correta. 
Como visto, há o equilíbrio que pode ser deslocado apenas coma alteração da concentração de uma espécie de um dos lados da equação, equilíbrios que podem ser deslocados com a adição de um íon comum ou não, equilíbrios que podem ser deslocados pela resistência do pH do meio, através das soluções tampões, e ainda equilíbrios que podem ser deslocados por precipitação, formando-se um produto sólido insolúvel quando duas soluções eletrolíticas são misturadas. 
	
6 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
AMARAL, L. A Química. São Paulo: Loyola, 1995 AQUINO, K. Equilíbrio Químico. Disponível em: <http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/equilibrio.pdf>. Acesso em: 03 de abril de 2018. 
ATKINS, P. W.G JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida ModernaeoMeio Ambiente. 5 ed. Porto Alegre: BOOKMAN, 2011. 
GEWEHR, I. " Efeito do Íon Comum e não Comum"GDisponível em <https://prezi.com/kls3f4jlhx8m/efeito-do-ion-comum-e-nao-comum/>. Acessoem04deabril de 2018. 
LAVORENTI, A. Engenharia de petróleo - Equilíbrio Químico. Disponível em: <http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/equilibrio_quimico.pdf>. Acesso em: 03 de abril de 2018. 
MARCONATO, J. C.G FRANCHETTI, S. M. M.G PEDRO, R. J. Solução-Tampão: umaproposta experimental usando masteriais de baixo custo. Disponível em: <http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a11.pdf>. Acesso em04 de abril de2018.
MENDONÇA, A. Conceitos – Equilíbrio Químico. Disponível em: <http://pt.slideshare.net/adriannemendonca/aula-2-equilbrio-qumico>. Acesso em: 03 de abril de 2018.