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3º Relatório Físico-Química Experimental - Equilíbrio Químico

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Engenharia Química 
Físico-Química Experimental 
Equilíbrio Químico 
Profª Flávia Duta 
Alunos: 
Thamiris Corrêa 
Daiane Padilha 
 
Rio de Janeiro, 20 de Outubro de 2015 
 
 
1. Objetivos 
 
 Este relatório tem o objetivo de documentar as práticas de equilíbrio químico 
realizadas durante as aulas experimentais de físico-química. Nos dois primeiros 
procedimentos objetiva-se caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos e 
reconhecer os fatores que o influenciam, com base no Princípio de Le Chatelier. Já a 
segunda parte objetiva determinar a constante de equilíbrio da hidrólise de um éster a 
partir de diferentes soluções. 
 
2. Introdução 
 
1. Equilíbrio Químico: 
 
Um dos conceitos mais importantes em química é o conceito de equilíbrio. 
Equilíbrio químico é a situação em que, em uma reação química, a proporção entre os 
reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo [4]. 
Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são 
muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar o equilíbrio. De um modo 
geral, reações químicas são reversíveis e ocorrem até que seja alcançado um estado 
de equilíbrio entre as concentrações dos reagentes e dos produtos. Ou seja, não 
existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que reagem 
tendem a alcançar um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas 
quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível 
de se medir [4]. 
Considerando a seguinte reação: A + B  C + D. Supõe-se que certa 
quantidade de A e B está contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que se 
dispõe de um instrumento que permite acompanhar o desenvolvimento da reação. 
Após o início da reação, percebe-se que as concentrações dos reagentes A e B 
diminuem e que as dos produtos C e D aumentam nas mesmas proporções, pois a 
relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas é de 1:1 [4]. O Gráfico 1 
representa esse equilíbrio químico. 
 
 
Figura 1: Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo (Fonte: adaptado de 
Russel Vol. 2, 1980). 
 
Pelo gráfico, as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas 
desde o inicio da reação (t0) até o instante t3, quando o equilíbrio foi atingido. Isso 
significa que as velocidades de reação se tornam menores com o passar do tempo. No 
tempo t0, somente pode ocorrer a reação no sentido de formação dos produtos (reação 
direta). No entanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi 
formada, inicia-se a reação no sentido inverso, no qual se regeneram os reagentes (C 
+ D  A + B). Assim, a velocidade da reação direta diminui com o tempo devido ao 
decréscimo de reagentes, enquanto que a velocidade da reação inversa aumenta, pois 
há um aumento da concentração dos produtos. Por fim, em t3, as velocidades de 
reação direta e inversa se igualam e, a partir deste ponto, não há mais variação das 
concentrações de reagentes e produtos, visto que estes são formados e consumidos 
em velocidades iguais (A + B C + D) [4]. 
 
2. Lei do Equilíbrio Químico 
 
O tratamento quantitativo do equilíbrio depende fundamentalmente de uma 
única relação, conhecida como lei do equilíbrio químico. Considera-se, agora, a reação 
hipotética (aA + bB  cC + dD). As velocidades de reação direta (V1) e indireta (V2) 
são representadas através das equações abaixo: 
 
V1 = K1 ˖ [A]
a ˖ [B]b (1) 
 
V2 = K2 ˖ [C]
c ˖ [D]d (2) 
 
onde K1 e K2 são as constantes de velocidade das reações direta e inversa, 
respectivamente. 
No equilíbrio, tem-se que v1 = v2, o que resulta em: 
 
 
 (3) 
 
 Onde Kc é a constante de equilíbrio. A partir do valor de Kc, sabe-se como será 
o rendimento de uma reação; valores elevados de Kc, por exemplo, indicam um alto 
rendimento, visto que este é obtido através da relação entre as concentrações dos 
produtos e dos reagentes [4]. 
 
3. Equilíbrio Heterogênio: 
 
Reações heterogêneas são aquelas em que reagentes e produtos estão em 
fases diferentes. Em se tratando de fases condensadas puras, as concentrações de 
substâncias sólidas na expressão de equilíbrio tomam valores constantes e podem ser 
incorporadas à constante de equilíbrio. As concentrações de fases líquidas puras, 
neste caso, também não aparecem na expressão da constante. Porém, quando as 
reações ocorrem em soluções líquidas ou sólidas, suas concentrações são variáveis e, 
portanto, seus termos de concentração na expressão da ação das massas não podem 
ser incorporados à constante de equilíbrio [4]. 
 
4. Princípio de Le Chatelier: 
 
Um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos de 
influências perturbadoras, tais como variações de temperatura, pressão e 
concentração. Em 1884, o químico francês Remi Le Chatelier postulou o Princípio de 
Le Chatelier, que afirma que, quando um sistema em equilíbrio químico é sujeito a 
qualquer perturbação devido a mudança em alguma das variáveis que fixam seu 
estado de equilíbrio, este sistema tende a se ajustar deslocando a posição de 
equilíbrio, de modo a minimizar o efeito perturbador, restabelecendo assim a condição 
de equilíbrio [5]. 
Estas perturbações, após o equilíbrio, podem favorecer tanto a formação de 
mais produtos quando a de mais reagentes. O que irá determinar quem será 
favorecido são os fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio [5]: 
 Efeito da concentração: um sistema nunca será capaz de anular por 
completo o efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto. Assim, 
 
   
    cba
dc
K
K
K
BA
DC



2
1
 todas as concentrações finais serão diferentes das originais. Em geral, a 
posição de equilíbrio desloca no sentido da substância que tenha sido 
removida e no sentido oposto ao da que tenha sido adicionada. Ou seja, o 
equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos ao adicionar reagente ou 
retirar produto do sistema, enquanto que o equilíbrio é deslocado no 
sentido dos reagentes ao retirar reagentes ou adicionar produto ao sistema. 
 
 Efeito das variações de pressão e volume: a pressão de um gás é 
provocada pelas colisões das moléculas com a parede do recipiente e, em 
um determinado volume, quanto maior o número de moléculas, maior a 
pressão. Em geral, quando o volume de um sistema em equilíbrio é 
diminuindo e, por consequência, sua pressão é aumentada, ocorre 
deslocamento do equilíbrio no sentido do menor número de mols, enquanto 
que o aumento do volume e a diminuição da pressão provocam o 
deslocamento do equilíbrio no sentido do maior número de mols. 
 
 Efeito da temperatura: normalmente, se, em uma reação, a produção de 
alguma substância for exotérmica, a decomposição dos reagentes será 
endotérmica. Assim, um aumento na temperatura de um sistema deslocará 
o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, enquanto que uma 
diminuição de temperatura deslocará o equilíbrio no sentido da reação 
exotérmica. 
 
 Efeito de um catalisador: catalisadores são substâncias que afetam uma 
reação química pela redução da barreira de energia de ativação que deve 
ser vencida, para que a reação se processe. Portanto, eles afetam a 
velocidade de uma transformação química, mas não a posição de equilíbrio. 
 
5. Solubilidade: 
 
Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver 
espontaneamente em outra substância. A quantidade de uma substância que se 
dissolve em outra depende

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