PRÁTICA DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
CURSO: BACHARELADO EM CIÊNCIA E TECNOLOGIA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
DOCENTE: PAULA KATHERINE 
Cecília Maghna de Fança Freitas
Larisa Monalisa Porfirio da Silva
Luiz José de Bessa Neto
Matheus Odilon Da Silva Pereira
Maria Mariana Saldanha de Queiroz Xavier
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Relatório científico apresentado à disciplina de Laboratório de Química Geral da Universidade Federal Rural do Semi-Árido, como parte integrante dos requisitos necessários para obtenção da nota da terceira unidade.
MOSSORÓ – RN
2017
INTRODUÇÃO
Equilíbrio químico é a parte da físico-química que estuda as reações reversíveis e as condições para o estabelecimento desta atividade equilibrada.
Qualquer sistema em equilíbrio representa um estado dinâmico no qual dois ou mais processos estão ocorrendo ao mesmo tempo e na mesma velocidade. As reações da química analítica, as reações na natureza e os principais processos industriais de produção de substâncias são em sua maioria reversíveis, ou seja, desenvolvem-se ao mesmo tempo e em direções opostas.
A causa do estabelecimento do equilíbrio químico é a nivelação das velocidades da reação direta (para a direita) e a da inversa (para a esquerda) que se realiza como consequência das mudanças de concentração das substâncias. Duas condições são fundamentais para que se estabeleça o equilíbrio químico: que o sistema esteja fechado e que a temperatura e pressão permaneçam constantes.
 Características do equilíbrio químico
A velocidade da reação direta (V1) é igual à velocidade da reação inversa (V2), ou seja, o equilíbrio é dinâmico em ambas as reações continuam ocorrendo, todavia com velocidades iguais. O equilíbrio químico é mantido permanentemente pela igualdade das velocidades das reações químicas opostas (microscopicamente tudo continua).
As propriedades macroscópicas (cor, estado físico, volume, densidade) permanecem constantes, ou seja, externamente não se percebe nenhuma alteração no sistema, apesar de seu caráter dinâmico. Nesse viés, as concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio permanecem constantes ao longo do tempo. Isto permite caracterizar o equilíbrio por meio de um número, a constante de equilíbrio, que indica a relação das concentrações entre reagentes e produtos.
 A constante de equilíbrio
A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos de concentração, e é uma grandeza com valor específico para uma dada reação e temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão. A expressão da constante de equilíbrio obtém-se pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente.
Para o equilíbrio hipotético:
Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio é:
O fato de os produtos estarem no numerador e os reagentes no denominador, significa que quanto maior o valor do numerador, maior o valor do Kc e maior tendência de formação dos produtos. Logo, quanto maior for o valor da constante Kc, maior será o rendimento da reação, ou seja, haverá o favorecimento na formação de produtos e a concentração destes presentes no sistema será maior que a concentração dos reagentes. E quanto menor o valor do Kc, menor o rendimento da reação, isto é, maior a concentração de reagentes em relação aos produtos.
 O princípio de Le Châtelier
O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era também engenheiro químico e metalúrgico, e divulgava a relação da química com a indústria. Em 1884, ele enunciou uma generalização (sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados) que era simples, porém de grande alcance. Ela foi chamada de Princípio de Le Chatelier e pode ser descrita da seguinte forma:
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”.
Esse princípio mostra que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes.
 Fatores que deslocam o equilíbrio 
Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, temperatura. O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura. A seguir vamos analisar a influência de cada um dos fatores que podem afetar
o equilíbrio.
Concentração: Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.
Pressão: Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em mol. Já se diminuirmos a pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
Temperatura: Aumentando-se a temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor). Diminuindo-se da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
OBJETIVOS
Reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico, compreender o conceito de constante de equilíbrio, aplicar o princípio de Le Châtelier na previsão do comportamento de um equilíbrio químico, quando este está sujeito a uma perturbação externa e entender como fatores, tais como, concentração, temperatura e pressão afetam o equilíbrio químico.
METODOLOGIA
Tabela 1 – Materiais e reagentes da prática de equilíbrio químico
	Materiais
	Reagentes
	Banho de gelo
	Fenolftaleína 1%
	Banho Maria
	Cloreto de cobalto II
	Bomba a vácuo
	Álcool a 50%
	Kitassato
	Sonrisal®
	Pinça de madeira
	Cromato de potássio 0,2 mol/L
	Pipetas de Pasteur
	Sulfato de alumínio 0,2 mol/L
	Tubos de ensaio
	Acido clorídrico 1 mol/L
	Hidróxido de sódio 1 mol/L
	
Fonte: Dados do autor.
A priori, para a conversão dos íons cromato, , de coloração amarelo claro em íons dicromato, , de coloração alaranjada, adicionou-se em tubo de ensaio 1mL (20 gotas) de cromato de potássio 0,2 mol/L (solução amarela) e 1mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Seguidamente, no mesmo tubo de ensaio, colocou-se 1,5mL (30 gotas) de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. 
A posteriori, para a reação do íon alumínio com íons de hidróxido , adicionou-se cerca de 1mL de sulfato de alumínio 0,2mol/L em tubo de ensaio, em seguida, colocou-se hidróxido de sódio 1,0mol/L gota a gota, agitando sempre o tubo até a formação do precipitado. Feito isso, adicionou-se gota a gota de ácido clorídrico 1,0mol/L no mesmo tubo de ensaio, com o intuito de obter novamente o precipitado branco. Logo depois, para a reação de neutralização na presença de um indicador ácido-base, que nesse caso é a fenolftaleína que apresenta uma interessantecaracterística de mudar a sua coloração de acordo com o pH do meio onde se encontra, adicionou-se em um tubo de ensaio 1mL de água destilada e 1mL de hidróxido de sódio 1mol/L, agitando-se bem a mistura. Outrossim, no mesmo recipiente colocou-se1 gota de fenolftaleína, observando-se uma coloração rosa na solução. Seguidamente, ainda no mesmo tubo de ensaio adicionou-se gota a gota, ácido clorídrico 1,0 mol/L, notando-se uma coloração incolor. 
Em seguida, para a reação de intercâmbio de ligantes de cobalto, como por exemplo, 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, adicionou-se em um tubo de ensaio 1mL da solução de 0,2 mol/L de cloreto de cobalto II. Logo após, colocou-se alguns cristais e NaCl ao tudo de ensaio e, posteriormente, aqueceu-se o recipiente em um banho-maria até chegar a sua temperatura de ebulição, percebendo-se uma coloração azul claro. Por último, submeteu-se o tubo de ensaio a um resfriamento em banho de gelo, notando-se nitidamente, uma mudança na coloração azul claro para azul escuro.
RESULTADOS E DISCUSÃO
Em virtude dos dados obtidos na confecção do experimento, tornou-se possível, comprovar na prática, o princípio de Le Châtelier, que afirma: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”.
Nesse viés, torna-se evidente, que qualquer sistema em equilíbrio representa um estado dinâmico no qual dois ou mais processos estão ocorrendo ao mesmo tempo e na mesma velocidade e que as propriedades macroscópicas (cor, estado físico, volume e densidade) permanecem sempre constantes.
CONCLUSÕES
Com o a realização do vigente experimento, pôde-se reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico, bem como compreender o conceito de constante de equilíbrio, que é obtida pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente.
Outrossim, tornou-se possível identificar os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de uma dada reação, que são a concentração, a pressão e a temperatura, bem como analisar seus respectivos efeitos ou perturbações no sistema. Dessa forma, conclui-se que as reações da química analítica, as reações na natureza e os principais processos industriais de produção de substâncias são em sua maioria reversíveis, ou seja, desenvolvem-se ao mesmo tempo e em direções opostas.
PÓS-LABORATÓRIO
 Resolução do questionário
1 - Escreva as expressões para as constantes de equilíbrio das reações estudadas e explique os fatos ocorridos em cada item.
Solução.: 
1ª reação: 
2ª reação: 
 
3ª reação: 
 
4ª reação: 
 
5ª reação: 
 
6ª reação: 
7ª reação: 
 
2 - Explique o que diz o princípio de Le Chatelier?
Solução.: O princípio de Le Chatelier afirma que: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”.
3 - Cite os efeitos que alteram o equilíbrio químico e explique a influência de cada um.
Solução.: Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, temperatura.
Concentração: Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.
Pressão: Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em mol. Já se diminuirmos a pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
Temperatura: Aumentando-se a temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor). Diminuindo-se a temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
4 - Considere o seguinte equilíbrio:
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará quando uma das seguintes variações for feita ao sistema e explique por quê.
a) Adição de N2O4
b) Remoção de NO2
c) Aumento da pressão total pela adição de N2 (gás inerte) sem variação de volume
d) Comprimir o sistema
e) Diminuição da temperatura
Solução.: 
O equilíbrio irá tender a se deslocar no sentido da reação direta (para a direita), aumentando a formação de produtos.
O equilíbrio irá tender a se deslocar no sentido da reação direta (para a direita), no intuito de suprir à quantidade de produto retirada. 
O aumento pressão total pela adição de N2 (gás inerte) não desloca o equilíbrio, uma vez que não há variação da concentração e nem das pressões parciais de cada gás componente do equilíbrio.
Quando um sistema é comprimido, aumenta-se a sua pressão, dessa forma, o equilíbrio irá tender a se deslocar no sentido da reação inversa (para a esquerda), haja vista que há um menor volume.
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica, nesse caso, no sentido da reação inversa (para a esquerda), aumentando a produção de reagentes.
5 - Considere a reação em equilíbrio a 25ºC. Sabendo que para a
reação direta a velocidade é e que para a reação inversa , a velocidade . Calcule o valor para a constante de equilíbrio.
Solução.: O valor da constante de equilíbrio Kc pode ser determinada pelo quociente da divisão entre e . Desse modo, temos:
REFERÊNCIAS 
BROWN, T.L. LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., Química, A Ciência Central 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
BRADY, J. E., HUMINSTON, G. E., Química Geral. 2010. Universidade Federal do Rio de Janeiro, UFRJ.
FREIRE, R. Química Geral. 2004. vol 1. 400 f. Escola Politécnica da Universidade de São Paulo, USP.
USBERCO, J., SALVADOR, E. Química Volume Único. 2002. Universidade de São Paulo, USP.
REDEFOR, L. A Lei da Conservação das Massas. 2010. Vol 1. 3 f. Universidade Estadual Paulista, UNESP.