Relatório de Quimica Geral Equilibrio Quimico

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Campus Universitário de Palmas
Engenharia Ambiental
Equilíbrio Químico
Deslocamento de Equilíbrio
 Lucas de Jesus Silva Rodrigues
 Luciano Rodrigues Cardoso
 Pedro Henrique do Nascimento Silva
 Orientadora: Prof.ª. Dra. Elisandra Scapin
Palmas – TO
2017
Introdução
 Em Química, a ideia de equilíbrio está associada às reações reversíveis, ou seja, aquelas que ocorrem ao mesmo tempo tanto no sentido direto quanto no sentido inverso. Dizemos que um sistema reversível atingiu o estado de equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais e, consequentemente, as quantidades de reagentes e produtos não se alteram mais. (Cardoso, M. 2016)
 A rigor, todas as reações químicas são reversíveis, isto é, ocorrem simultaneamente no sentido reagentes → produtos e no sentido produtos → reagentes. Em muitos casos, porém, a reação no sentido produtos → reagentes ocorre em proporção tão pequena que, do ponto de vista prático, essa reação é considerada irreversível. (Bardine, R. 2014)
 Consideremos uma reação representada pela equação geral:
 Contudo, existem situações externas que modificam o estado do equilíbrio químico, este processo é denominado deslocamento de equilíbrio. Quando a concentração dos reagentes e dos produtos são modificadas, os mesmos são induzidos a uma nova condição de equilíbrio.
 Quando o equilíbrio está sendo deslocado para direita, dissemos que a velocidade de reação na direita aumenta, do mesmo modo é o deslocamento pela esquerda. Estas situações de desiquilíbrio são transitórias, pois o sistema sempre buscará um estado equilíbrio. 
 O químico francês Henri Louis Chatelier, nos seus estudos comprovou que dava para prever a direção do deslocamento da reação, ele desenvolveu em 1888 um princípio com suas ideias, chamado de princípio de Ler Chatelier. 
 Ao estudar as reações químicas e as condições de equilíbrio, o químico francês Segundo Chatelier “Quando um sistema em equilíbrio sofre alguma alteração, ele tende a se deslocar de forma a minimizar os efeitos dessa alteração”. (Chatelier, H.1888)
 O deslocamento de equilíbrio é provocado por basicamente 3 (Três) fatores externos: temperatura, pressão e concentração das substâncias.
De maneira simplificada, o efeito da pressão é apenas para gases e o aumento da pressão causa diminuição do volume ocupado.
 Segundo o princípio de Le Chatelier, o aumento da pressão total de um sistema desloca o equilíbrio no sentido de menor volume (direita), pois o efeito da pressão é minimizado com a diminuição do volume. De forma contrária, quando há redução da pressão total do sistema, seu equilíbrio será deslocado no sentido de maior volume (esquerda), pois o aumento do volume minimiza os efeitos da redução da pressão. (Cardoso, M. 2016 apud Chatelier, H 1888).
 Ocorre a variação quando acontece um aumento da concentração dos reagentes que ocasiona um aumento da velocidade da reação direta, enquanto o aumento da concentração dos produtos faz com que a reação inversa ocorra mais rapidamente.
 “Em um equilíbrio gasoso, o aumento da pressão causa deslocamento do equilíbrio para o sentido de menor volume e vice-versa. ” (Chatelier, H. 1888).
 O efeito da temperatura ocasiona reações endotérmicas (absorve calor, são favorecidas a altas temperaturas) e seu sentido é deslocado para a direita enquanto o exotérmico (libera calor, são favorecidas a baixas temperaturas) e o sentido é deslocado para esquerda.
 “Em um equilíbrio químico, altas temperatura deslocam o equilíbrio para o sentido endotérmico. Se diminuir a temperatura o equilíbrio se desloca para o sentido exotérmico. ” ( Chatelier, H. 1888). 
 Como no esquema abaixo,
 Contudo o catalisador não desloca equilíbrio, apenas faz com que o equilíbrio seja alcançado mais rápido. Em situações de equilíbrio, a ação do catalisador diminuirá a energia de ativação tanto da reação direta quanto da inversa na mesma intensidade. Assim, podemos concluir que os catalisadores não provocam deslocamento de equilíbrio.
 Nesses casos, a única modificação que o catalisador pode provocar é a redução do tempo necessário para que o sistema atinja o equilíbrio químico.
OBJETIVO
 O objetivo deste trabalho é verificar e analisar, qual a influência da temperatura, da adição de ácido e base e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico, identificando qual reação (direta ou inversa) é mais favorecido e qual é endotérmica ou exotérmica a partir das variações de temperatura.
Materiais e Reagentes 
Materiais
Balão volumétrico com fio de cobre
Tubo de ensaio 
Pipeta de Pasteur 
Conta gotas
Capela de exaustão 
Becker com gelo
Banho de aquecimento
Reagentes
Cromato de Potássio (K2CrO4)
Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 
Ácido Clorídrico (HCl)
Hidróxido de Sódio (NaOH)
Cloreto de Cobalto (CoCl2)
Sulfato de Cobre (CuSO4)
Ácido Nítrico (HNO3) 
Desenvolvimento
1º Experimento 
Para a realização desse experimento foram utilizadas duas amostras, denominadas de I e II.
Amostra I
Em um tubo de ensaio foram colocadas 20 gotas de cromato de potássio, onde foi observada a cor amarela. Depois da primeira observação foram adicionados dois reagentes que resultaram em diferentes cores.
Reagente 1: Ácido Clorídrico
Alteração na cor: de amarelo para laranja.
 Reagente 2: Hidróxido de Sódio 
Alteração na cor: de laranja para verde limão.
Amostra II
Em um tubo de ensaio foram adicionadas 20 gotas de dicromato de potássio, onde foi observada a cor laranja. Depois da primeira observação foram adicionados dois reagentes que resultaram em diferentes cores.
 
Reagente 1: Ácido Clorídrico 
Alteração na cor: de laranja para verde limão.
Reagente 2: Hidróxido de Sódio
Alteração na cor: de verde limão para laranja.
Questões 
1ª Questão: 
Na reação:
2CrO42 + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
O CrO42- é um íon amarelo, já o Cr2O72- é um íon laranja. 
Sabendo disto, ao adicionar o ácido clorídrico (HCl) à solução de K2CrO4 , observou uma mudança de cor na solução, de amarela para laranja, isso ocorre porque o HCl se dissociou formando H+ e Cl-, aumentando a concentração do íon cátion H+(aq) que provocou o deslocamento do equilíbrio para direita até consumir o excesso de H+ adicionado, favorecendo a formação do íon Cr2O72- pela a reação direta. Segue abaixo a equação correspondente: 
K2CrO4 + 2HCl + 3H2O → H2Cr2O7 + 2KCl + 6H
2ª Questão 
Já, ao adicionar o Hidróxido de Sódio (NaOH) à solução de K2Cr2O7, a mudança de cor é de laranja para verde limão, pois o NaOH se dissociou formando Na+ e OH-, aumentando a concentração do íon ânion OH-(aq) que provocou o deslocamento do equilíbrio para esquerda até consumir o excesso de OH- adicionado, favorecendo a formação do íon CrO42- pela a reação inversa. Segue abaixo a equação correspondente:
 K2Cr2O7 + 4NaOH + H → 2Na2CrO4 + K2OH + 2H2O
 
 
Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O72-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Dizemos 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 verde limão.
2º Experimento
Para esse experimento foram adicionados 3ml de cloreto de cobalto em três tubos de ensaio que foram denominados como A, B e C.
Amostra A
O tubo foi analisado à temperatura ambiente a qual foi possível observar a cor rosa escuro.
Amostra B
O tubo foi colocado em um becker com gelo e houve mudança na coloração da amostra de vinho para rosa claro.
Amostra C
Após um certo tempo o tubo foi colocado em um banho de aquecimento e foi observada a mudança de cor passando de rosa escuro para roxo.
Com base na reação abaixo:
Co(H2O)6 + 4Cl- ↔ CoCl42- + 6H2O
Foipossível observar que ao submeter à amostra a um ambiente quente, observou-se uma mudança de cor da solução, de rosa escuro para roxo, pois o aumento da temperatura favorece a reação direta, logo é endotérmica, pois absorve calor. 
Já, ao submeter à amostra o um ambiente gelado, observou-se uma mudança de cor da solução, de rosa escuro para rosa claro, pois a reação inversa é favorecida pela diminuição da temperatura, portanto é exotérmica, pois libera calor.
3º Experimento 
Foram adicionados 2ml de sulfato de cobre em três tubos de ensaio identificados como A, B e C.
Foram adicionados ao tubo A 2ml de ácido clorídrico, ele foi agitado e então foi comparado com o tubo B. Ao compará-los foi possível notar que a solução do tubo A ficou mais clara em relação ao tubo B.
Adicionou-se então 2ml de água ao tubo A, ele foi agitado e ao compará-lo com o tubo B foi possível notar que não houve diferença na coloração do tubo A portanto a solução continuou mais clara em relação ao tubo B.
Foi adicionado 1ml de hidróxido de sódio ao tubo B, ele foi agitado e então comparado com o tubo C. Ao compará-los foi possível notar que no tubo B houve a formação de precipitado e ficou com uma coloração mais clara em relação ao C.
Precipitado: sulfato de sódio (Na2SO4) 
Cor: Branco
Solução: hidróxido de cobre [Cu(OH)2]
Cor: Azul
2NaOH (aq) + CuSO4 (aq) Na2SO4 (aq) + Cu(OH)2 (s)
Foi adicionado 1ml de ácido clorídrico ao tubo B, agitou-se novamente e ao ser comparado com o tubo C notou-se a formação de mais solução e pouco precipitado.
Precipitado: Cloreto de cobre (CuCl2)
Cor: Azul
Solução: Ácido sulfúrico (H2SO4)
Cor: Incolor
CuSO4(aq) + 2HCl (aq) = CuCl2(aq) + H2SO4(aq)
4º Experimento 
Em um balão volumétrico foi colocado um pedaço de fio de cobre, em seguida o balão foi colocado em uma capela, onde foram adicionados 1,5ml de Ácido Nítrico (HNO3). Após tampar e retirar o balão da capela, o mesmo foi submetido a três ambientes com diferentes temperaturas.
Ambiente I- Temperatura ambiente 
Observou-se a formação de um gás marrom e uma solução azul.
Ambiente II- Temperatura gelada
Observou-se a formação de um gás incolor e uma solução azul claro.
Ambiente III- Temperatura quente
Observou-se a formação de muito gás marrom escuro.
O Cobre (Cu) reage com o Ácido Nítrico (HNO3) formando o Nitrato de Cobre (Cu(NO3)2), Dióxido de Nitrogênio (NO2) e água.
Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
A reação a seguir é de dimerização do dióxido de nitrogênio (NO2). A cada duas moléculas desse gás unidas, uma molécula de tetróxido de dinitrogênio (N2O4) é formada.
2 NO2(g) ↔ N2O4(g)
Analisando as reações acima e os dados obtidos pelo experimento, foi possível observar que a reação direta é favorecida com a diminuição da temperatura, logo é exotérmica, pois libera calor. Já a reação inversa é favorecida pelo aumento da temperatura, portanto é endotérmica, pois absorve calor.
CONCLUSÃO	
Com base no experimento 1, concluímos que variação de pH em uma reação provoca uma alteração no equilíbrio químico da mesma, favorecendo a reação direto ou inversa.
Pelos experimentos 2 e 4, concluímos que a variação da temperatura também influencia na alteração do equilíbrio químico das reações. Quando uma solução é colocada em meio quente observamos que a reação é endotérmica, pois absorve calor, já quando uma solução é colocada em meio gelado ela é exotérmica, pois libera calor.
Com base no experimento 3, foi possível concluir que de acordo com o reagente utilizado e suas quantidades adicionadas conforme foi pedido no experimento aos tubos, podemos observar as mudanças de características e cor de cada tubo fazendo a comparação entre eles.
REFERÊNCIA
http://pt.webqc.org/balance.php?reaction=Cuso4%2A5H2O+%3D+Cuso4+%2B+H2O
http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/
http://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/deslocamento-de-equilibrio
http://www.infoescola.com/quimica/deslocamento-de-equilibrio-quimico/
https://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/equilibrio-quimico