Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
CAMPUS PAU DOS FERROS
BACHARELADO EM CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
EQUILÍBRIO QUÍMICO
André Lopes de Lima 
Etienne Felix de Lima
Francisco Soares Roque
José Victor Magalhães Gomes
Samuel Gomes da Silva
Pau dos Ferros - RN
Maio de 2016
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Campus Pau dos Ferros
Bacharelado em Ciências e Tecnologia
EQUILÍBRIO QUÍMICO
André Lopes de Lima 
Etienne Felix de Lima
Francisco Soares Roque
José Victor Magalhães Gomes
Samuel Gomes da Silva
Relatório Apresentado à Disciplina Laboratório de Química Geral ministrada pelo Prof. Dr. Ricardo Paulo Fonseca Melo em complementação a um dos requisitos para a obtenção da nota da Unidade III.
Pau dos Ferros - RN
Maio de 2016
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVO	4
3.	MATERIAIS E MÉTODOS	6
3.1.	MATERIAIS - QUANTIDADES	6
3.2.	MÉTODOS	6
3.	RESULTADOS E DISCUSSÃO	10
4.	CONCLUSÃO	13
5.	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	14
6.	APÊNDICE	15
INTRODUÇÃO
Constantemente em práticas laboratoriais e no exame das reações químicas torna-se formidável o estudo do estado de equilíbrio em que essas reações podem se encontrar. Nesta condição, as reações direta (formação dos produtos) e reversa (regeneração dos reagentes) acontecem com a mesma velocidade, mas sentidos contrários. Dessa forma, quando a concentração de todos os reagentes e produtos, em um sistema fechado, não variam mais com o tempo diz-se que estamos em equilíbrio químico.
Para que tenhamos a condição de equilíbrio precisamos de um sistema fechado, onde ocorram reações reversíveis e as concentrações ou pressões parciais (no caso dos gases) sejam constante com o tempo.
Muitos sistemas encontram-se no estado de equilíbrio. Por exemplo, quando um líquido é armazenado em um frasco fechado, temos o equilíbrio do vapor desta substância com o líquido. No caso das soluções saturadas de um sal, os íons dispersos em solução estão em equilíbrio com o sal sólido, depositado no fundo.
A relação entre as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio é dada pela constante de equilíbrio, Keq, segundo a Lei de Ação das Massas. Para uma reação hipotética do tipo:
aA + bB → cC + dD
	Temos assim:
Onde A, B, C e D são as espécies químicas e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos, enquanto a constante de equilíbrio (Keq) depende substancialmente da temperatura.
Caso o sistema seja perturbado, reagentes ou produtos devem ser consumidos de forma que a Lei de Ação das Massas seja obedecida, restabelecendo o valor de K. Este princípio é chamado de Princípio de Le Chatelier.
OBJETIVO
Reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico, compreender o conceito de constante de equilíbrio, aplicar o Princípio de Le Chatelier na previsão do comportamento de um equilíbrio químico, quando este está sujeito a uma perturbação externa e entender como os fatores, tais como, concentração, temperatura e pressão afetam o equilíbrio químico.
MATERIAIS E MÉTODOS
MATERIAIS - QUANTIDADES
Materiais Reagentes
Banho de gelo;
Banho Maria;
Bomba a vácuo;
Kitassato;
Pinça de madeira;
Pipetas de Pasteur;
Tubos de ensaio;
Pisseta.
Reagentes
Fenolftaleína 1%;
Cloreto de cobalto II;
Álcool a 50%;
Sonrisal®;
Cromato de potássio 0,2 mol/L;
Sulfato de alumínio 0,2 mol/L;
Ácido clorídrico 1 mol/L;
Hidróxido de sódio 1 mol/L;
Cloreto de Sódio (NaCl).
 MÉTODOS
Procedimento Experimental 
Conversão dos íons cromato em íons dicromato:
Os íons cromato, CrO42- , de coloração amarelo claro, são convertidos em íons dicromato, Cr2O72-, de coloração alaranjada, segundo a reação:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
Foi colocado 1ml (20 gotas) de cromato de potássio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e 1 ml de ácido clorídrico 1,0 mol/L.
No mesmo tubo foi colocado 1,5 ml (30 gotas) de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. observamos o ocorrido e anotamos tudo.
Reação de íon alumínio (Al3+) com íons hidróxido:
Os íons alumínio reagem com os íons hidróxido, OH-, formando inicialmente um precipitado branco de hidróxido de alumínio, Al(OH)3. A adição de um excesso de íons hidróxido provocará, no entanto, a dissolução do precipitado de hidróxido de alumínio, devido à formação de íons complexos tetrahidroxialuminato (solução incolor). As reações envolvidas são:
Al3+ + 3OH− ↔ Al (OH )3↓
(Precipitação do hidróxido de alumínio)
Al (OH)3↓ +OH- ↔[Al (OH)4 ]-
(Formação do complexo tetrahidroxialuminato)
Foi adicionado cerca de 1 ml de solução de sulfato de alumínio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, em seguida foi adicionado hidróxido de sódio 1,0 mol/L gota a gota (16 gotas), agitando sempre o tubo até a dissolução completa.
No mesmo tubo de ensaio, gota a gota, foi adicionado ácido clorídrico 1 mol/L, para obter novamente o precipitado brando, agitando sempre para que não fosse posto em excesso, foram contadas 20 gotas.
Reação de neutralização na presença de indicador:
A fenolftaleína é um indicador ácido-base e, como tal, muda de coloração de acordo com o pH do meio onde se encontra. Todo indicador ácido base é um ácido fraco ou uma base fraca cuja coloração da forma ionizada é diferente da coloração da forma não ionizada:
HIn ↔ H+ + In-
Foi adicionado em um tubo de ensaio 1 ml de agua destilada e 1 ml de hidróxido de sódio 1 mol/ L e agitado.
No mesmo tubo foi posto uma gota de fenolftaleína.
No mesmo tubo foi adicionado gota a gota (47 gotas), ácido clorídrico 1 mol/L.
Reação de intercambio de ligantes em complexos de cobalto:
Um bom exemplo de reação de intercâmbio de ligantes é o caso do cloreto de hexaaquacobalto (II), hexaédrico, de cor rosa que por aquecimento é convertido em um complexo tetraédrico, trocando os ligantes aquo por ligantes cloro, adquirindo assim cor azul. As reações envolvidas no processo são mostradas a seguir:
[Co (H2O)6]2+ + 4Cl- ↔ [CoCl4]2- + 6 H2O ΔH = +54 kJ/mol
Foi adicionado em um tubo de ensaio cerca de 1 ml de solução 0,2 mol/L de cloreto de cobalto II.
Adicionado alguns cristais de cloreto de sódio no tubo de ensaio, até que surgisse um precipitado.
Foi aquecido o tubo de ensaio em banho maria até ebulição, a temperatura atingiu 83ºC e observamos o ocorrido no tubo.
Depois o tudo foi resfriado em banho de gelo, à 12º C e novamente observada as mudanças.
Remoção de um constituinte gasoso
O Sonrisal®, um antiácido muito usado, emprega o bicarbonato de sódio como princípio ativo. Ao colocarmos um comprimido de Sonrisal® na água ele se dissolve devido à reação dos íons bicarbonato em meio ácido, liberando CO2. A reação pode ser controlada se usarmos meio alcoólico (álcool etílico a 70 %) no lugar de água pura.
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
H2CO3 ↔ H2O + CO2 ↑
Foi colocado uma quantidade de álcool etílico a 50 % em um kitassato o suficiente para submergir o Sonrisal®;
Após foi adicionado meio comprimido de Sonrisal®, tampado o kitassato e conectado ao sistema de vácuo. Observou-se o desprendimento de bolhas de gás em torno do comprimido.
Depois foi ligado o sistema de vácuo e observado a quantidade de bolhas desprendidas pela reação.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Por meio dos dados experimentais coletados em laboratório, foi possível averiguar vários critérios que podem ser estabelecidos na descrição de um sistema em equilíbrio, tais percepções são explicadas pelas leis da termodinâmica e pelo princípio de Le Chatelier que afirma que:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre a ação de forças externas, o sistema tende a se deslocar no sentido de minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de equilíbrio. ”
Assim, durante os experimentos foram feitas ações externas nos sistemas em estudo a fim de observar o deslocamento do equilíbrio no sentido das ações impostas. Os fatores ou ações que foram capazes de deslocar o sistema reacional foram: concentração, temperatura e pressão.
Conversão dos íons cromato em íons dicromato:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2OA variação na posição do equilíbrio é observada quando se adiciona o HCl à solução de K2CrO4, aumentando a concentração deste e, portanto, nota-se uma mudança de cor na solução, de amarela para alaranjada. Já quando é adicionado NaOH à solução de K2Cr2O7, muda de alaranjada para amarela novamente. 
Isto aconteceu porque os íons CrO42- e Cr2O72-, quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO42-, que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O72-, que é alaranjado, se transforma em CrO42-. Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O72-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Diz-se que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O72-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO42-, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela.
Reação do íon alumínio (Al3+) com íons hidróxido:
Ao adicionar NaOH em excesso (16 gotas) em uma solução de Al3+, é formado o composto aluminato de sódio, que se apresenta como um precipitado branco e em excesso se torna translúcido outra vez. Quando se adiciona lentamente HCl, abaixando o pH da solução, este aluminato é convertido em Hidróxido de Alumínio [Al (OH)3], que se apresenta insolúvel com um aspecto gelatinoso e coloração esbranquiçada, novamente em excesso (20 gotas) retoma sua característica inicial. 
Nesse processo pode-se observar como a concentração do reagente (íon hidróxido) altera o equilíbrio do sistema reacional que desloca com sentido de minimizar a ação externa aplicada
Al3+ + 3OH− ↔ Al (OH )3↓ 
(Precipitação do hidróxido de alumínio)
Al (OH)3↓ +OH- ↔[Al (OH)4 ]-
(Formação do complexo tetrahidroxialuminato)
Reação de neutralização na presença de indicador
Nesse procedimento pode-se observar a mudança da coloração da fenolftaleína, um indicador ácido-base, que dependendo do pH do meio apresenta uma coloração característica. Esse fato se deve à forma em que esse indicador se encontra, se ionizado ou não ionizado:
HIn ↔ H+ + In-
No método experimental, percebeu-se que na sua forma não ionizada (HIn), o indicador permanece incolor, quando foi adicionado uma gota dele à uma solução aquosa com o hidróxido de sódio 1,0 mol/L notou-se que o equilíbrio se deslocou devido ao aumento da concentração, resultando na ionização da componente, e sua coloração se alterou para rosa, caracterizando um meio alcalino. Foi adicionado gradualmente ao sistema o ácido clorídrico 1,0 mol/L e percebeu-se que após 47 gotas o equilíbrio se deslocou no sentido da reação de neutralização do ácido com a base, retornando à coloração incolor anterior.
Reação de intercâmbio de ligantes em complexos de cobalto
O cloreto de hexaaquacobalto (II) é uma solução de coloração rosa à temperatura ambiente, mas quando aquecida com a presença do cloreto de sódio ela troca seus ligantes aquo por ligantes cloro, formando um complexo tetraédrico de coloração azul:
[Co (H2O)6]2+ + 4Cl- ↔ [CoCl4]2- + 6 H2O ΔH = +54 kJ/mol
Analisando bem essa reação de intercâmbio de ligantes vemos que como Co2+ é rosa e o CoCl42- é azul, a posição desse equilíbrio é rapidamente evidenciada a partir da cor. Quando a solução é aquecida à uma temperatura de 83ºC, o conteúdo tornou-se azul indicando que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl42-. O resfriamento da solução a uma temperatura de 12ºC, leva a uma solução a sua cor rosa, indicando que o equilíbrio foi deslocado para produzir mais Co2+ pela reação inversa. 
A entalpia associada mostra o sentido do equilíbrio para uma reação endotérmica (sinal positivo) e no seu inverso exotérmica (sinal negativo).
Remoção de um constituinte gasoso
Ao acrescentar o Sonrisal em meio alcoólico notou-se que o comprimido não liberava muitas bolhas (liberação de CO2), diferentemente em meio aquoso. Entretanto, quando o sistema de vácuo era ligado ao kitassato com a mistura pôde-se notar um considerável aumento no desprendimento das bolhas do gás devido a influência da pressão no sistema em equilíbrio. A reação pode ser observada a seguir, mostrando a formação do ácido carbônico que pela modificação do estado do equilíbrio libera o gás CO2:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
H2CO3 ↔ H2O + CO2 ↑
	Notamos assim que como a pressão influência à liberação do gás, o equilíbrio desloca-se de modo a opor-se a essa alteração. O sistema deixa de estar em equilíbrio e vai progredir no sentido de haver maior número de moléculas gasosas, pois assim a pressão será maior e este será restabelecido se a pressão aumentar novamente.
	
CONCLUSÃO
Na prática relatada por meio deste trabalho, puderam-se analisar macroscopicamente sistemas em equilíbrio químico, verificando-se experimentalmente como perturbações externas modificam esse equilíbrio, mostrando assim, alterações nos fatores como: concentração (procedimentos 1.1 à 1.3), temperatura (procedimento 1.4) e a pressão (procedimento 1.5),os quais ocasionam o deslocamento dos diversos equilíbrios à luz o princípio de Le Chatelier.
Dessa forma, constatou-se a validação do Princípio de Le Chatelier em sistemas reacionais fechados e em equilíbrio que tendem a se ajustar de forma a contrapor as perturbações externas a eles acometidas.
	
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed. Pearson,
São Paulo, 2006.
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 5ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 862 p.
LEITE, R. H. L. Apostila de Química Analítica. UFERSA, 1ª ed., 2007.
APÊNDICE
Imagem 01: Solução alterando o equilíbrio devido ao aumento da temperatura.
Imagem 02: Soluções em estado de equilíbrio após reações.