Baixe o app para aproveitar ainda mais
Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original
FACULDADE DE AMERICANA ENGENHARIA QUÍMICA – TURMA: 88-01-A Giovanna Domingues Marcelino RA: 20171093 Jeane Bonfim Prates RA: 20171169 Marco Antonio Ongaro F. dos Santos RA: 20170693 Rafaela Cristina Feitosa Corsi RA: 20171246 Tábata Pâmela Aparecida de Lima RA: 20170191 Weliton Roberto de Abreu RA: 20170800 Aula 5 – Equilíbrio Químico – Influência da Concentração Relatório técnico apresentado como requisito parcial para aprovação na disciplina de Química no curso Engenharia Química da Faculdade de Americana. Prof.ª Dra. Silvia Vaz Guerra Nista AMERICANA 2017 1. Introdução Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803. Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. Apesar das concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) serem constantes no equilíbrio químico de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo, que é reversível, continuam ocorrendo, ambos na mesma velocidade. Dessa forma, as reações direta e inversa se anulam, o que justifica o fato das concentrações do(s) produto(s) e do(s) reagente(s) serem constantes no equilíbrio químico, apesar da reação nunca ser interrompida. Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH3), a partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) — que faz parte do Processo de Haber N2(g) + 3H2(g) {\displaystyle \rightleftharpoons }(⇌) 2NH3(g) Note-se que a seta dupla (⇌) significa que a reação ocorre nos dois sentidos, e que o subscrito (g) indica que a substância se encontra na fase gasosa. Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogênio colidem entre si, há uma certa chance da reação entre elas ocorrer, assim como quando moléculas de amônia colidem entre si há uma certa chance de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H2 e N2. No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidirem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com que a taxa (ou velocidade) com que a reação ocorre também o seja. Porém à medida com que a reação se processa o número de moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de elas colidirem entre si e, consequentemente, a velocidade desse sentido da reação. Por outro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á atingido o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo: Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo Um raciocínio similar, em princípio, pode ser aplicado para qualquer equilíbrio. Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia. Por outras palavras, estamos na presença de um equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio estático). Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção a reação vai ocorrer preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que estarão em equilíbrio entre si. Para isso basta calcular o quociente da reação para o início da mistura. Sua expressão é exatamente a mesma que a da constante de equilíbrio, o que muda é que nesse caso usamos as concentrações ou as pressões parciais de um dado instante da reação (não necessariamente no equilíbrio). Se o quociente de reação for maior que a constante de equilíbrio, isso significa que a quantidade de produtos é alta demais e, pelo princípio de Le Chatelier, a reação vai se processar preferencialmente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o quociente de reação for menor que a constante de equilíbrio, a reação vai se processar preferencialmente do sentido de consumir os reagentes. Sabendo-se disso, também é possível favorecer a formação de um produto de interesse o removendo em uma certa taxa ao longo do processo (pois assim o equilíbrio será deslocado a favor da formação desse produto). 2. OBJETIVOS Analisar o comportamento de sistemas em equilíbrio após mudanças na concentração de reagente e produtos. 3. EXPERIMENTAL 3.1 MATERIAIS Balança Analítica Béquer Proveta Bastão de Vidro Pipeta graduada 10mL Tubo de ensaio 3.2 REAGENTES Cloreto de Ferro – FeCl3 Tiocianato de Amônio – NH4SCN Água Destilada 3.3 PROCEDIMENTO • Foi medido em uma proveta 60mL de água destilada que foram adicionadas em um béquer; • Foi adicionado 2 gotas de cloreto de ferro e 2 gotas de tiocianato de amônio ao mesmo béquer; • Foi homogeneizada a solução; • Com o auxílio de uma pipeta, foi adicionado em 4 tubos de ensaio 15mL da solução em cada tubo, que foram numerados de 1 a 4; • No tubo número 2, foi adicionado 0,028 de NH4Cl e homogeneizado com a solução presente nele; • No tubo número 3, foi adicionado 4 gotas de FeCl3, foi homogeneizado através de leves agitações no fundo do tubo de ensaio; • No tubo número 4, foi adicionado 4 gotas de NH4SCN, foi homogeneizado através de leves agitações no fundo do tubo de ensaio; • Os tubos de numeração de 2 à 4, foram comparados ao tubo número 1, que foi usado como referência, para se comparar as variações. 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES O equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio ocorre após a adição dos reagentes, que é expressa por: FeCl3 + NH4SCN ↔ [Fe(SCN)]|+2 + NH4Cl + 2Cl- A coloração inicial observada em relação ao FeCl3 foi amarelada, enquanto a coloração inicial observada em relação ao NH4SCN foi incolor. No instante em que o tiocianato de amônio entrou em contato com o cloreto de ferro III, a solução apresentou uma coloração minimamente e levemente avermelhada. O complexo formado como produto dessa reação é o tiocianato de ferro III [Fe(SCN)]2+, que é bastante utilizado para o teste de íons de ferro III. Este complexo pode ser obtido através da reação de equilíbrio: Fe3+ + SCN- ↔ [(Fe(SCN)]2+ Nos tubos 1 e 2 a concentração de FeCl3 e NH4SCN, respectivamente, dobrou devido ao fato de que a quantidade acrescentada era a mesma que a usada anteriormente para o início da reação. Sendo assim, o deslocamento do equilíbrio foi direcionado para a direita, gerando os produtos com maior velocidade, devido a maior concentração de reagente. No terceiro tubo a quantidade de NH4Cl aumentou, provocando assim o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, acarretando a inversão da reação, produzindo reagentes com maior velocidade. Coloração dos tubos 1,2,3 e 4 após o equilíbrio químico 1 2 3 4 Incolor Incolor Amarelo Vermelho 5. CONCLUSÃO Foi observado pela equipe que foi possível observar na prática um sistema de equilíbrio químico, verificando experimentalmente a forma dos deslocamentos das reações, por meio das cores e balanceamentos. 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS • http://proquimica.iqm.unicamp.br • http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm • https://www.todamateria.com.br/equilibrio-quimico/
Compartilhar