Relatório de Equilíbrio Químico

Prévia do material em texto

INTRODUÇÃO
Em vez das reações irem até o fim, elas ocorrem até que a composição da mistura reagente tenha a mínima energia livre de Gibbs. Essa composição é descrita por uma constante de equilíbrio. O equilíbrio é dinâmico e se altera com as mudanças das condições. Nos processos industriais, o fator fundamental expresso pelo equilíbrio químico é conseguir prever a quantidade dos produtos esperada em reação. A resposta do equilíbrio químico a mudanças tem importância econômica e biológica. Enquanto, as condições melhoram o rendimento dos produtos em processos químicos, as células vivas realizam esforço para que o equilíbrio não ocorra.
A constante de equilíbrio caracteriza a composição da mistura de uma reação no equilíbrio. Isso significa dizer que através dela pode ser controlada a direção das reações e, principalmente, o rendimento dos produtos. Por exemplo, na reação química da produção do nitrogênio pelo processo Haber, tem-se a equação:
	N2 (g) + H2 (g) 2 NH3 (g)
Trata-se de uma reação homogênea, a constante de equilíbrio tem valor característico sempre positivo e varia apenas com a temperatura.
O químico alemão Fritz Haber teve que entender melhor o mecanismo de reação e mudar as condições em que ela ocorria para vencer a dificuldade em se obter a síntese completa, alcançando a máxima conversão do nitrogênio em seus compostos.
O princípio de Le Chatelie diz que ao perturbar um sistema em equilíbrio dinâmico é favorecido o ajuste para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. Isso se remete a uma reação reversível com sentido direto e inverso, onde se adiciona um reagente em excesso o sentido direto é favorecido a fim de reduzir ao mínimo o efeito da presença das moléculas do reagente e aumentar os produtos. O mesmo raciocínio é seguido quando se adiciona um dos produtos da reação, o equilíbrio tenderia aos reagentes até atingir a energia de Gibbs igual à zero.
Também, a composição se altera a mudanças da temperatura e de pressão, logo a constante de equilíbrio varia. Caso seja provocado o aumento da temperatura em uma reação endotérmica, o sentido direto é favorecido por um novo estado de equilíbrio que consome a energia fornecida e o valor da constante de equilíbrio da reação será maior. Caso nesse mesmo processo haja a diminuição da temperatura, a reação passa a ocorrer em sentido inverso (exotérmico) e a constante do equilíbrio será menor.
Por este princípio, ao perseguir o equilíbrio a reação, gera-se mais produtos. Em processos industriais, o equilíbrio raramente é atingido, pois o produto é removido conforme é gerado pelo equilíbrio químico. Por exemplo, na obtenção da amônia, essa é condensada por uma unidade com refrigeração pela qual passa o equilíbrio, permanecendo os reagentes circulantes para produzirem mais amônia.
2. OBJETIVOS
Observar o favorecimento de espécies, através da alteração da coloração dos compostos, quando há alteração das condições normais da reação em equilíbrio químico. 
3. MATERIAIS E REAGENTES
Tubo de ensaio (8)
Estante para tubos de ensaio (1)
Proveta de 10mL (1)
Banho-maria – 90ºC (1)
Espátula (1)
Solução de sulfato de cobre II 0,2 mol/L (CuSO4)
Cloreto de sódio sólido (NaCl)
Solução de ácido clorídrico concentrado (HCl)
Água destilada
4. METODOLOGIA
4.1. Parte 1 
Foram separados 5 tubos de ensaio, em cada tubo foram colocadas 5 gotas de sulfato de cobre 0,2mol/L. A solução contida no tubo 2 foi diluída com 2mL de água destilada e reservada para padrões de comparação. Nos tubos 3 e 4, foram adicionadas cerca de 10 gotas de ácido clorídrico concentrado. Foi acrescentado gotas de água destilada ao tubo 4 até que a coloração ficasse da cor do tubo 2. No tubo 5, foi adicionado ácido clorídrico até que a mudança da cor fosse perceptível em relação ao tubo 1. As colorações dos cinco tubos foram comparadas.
4.2. Parte 2
Foram adicionados 2mL em cada um dos 3 tubos numerados de 1 a 3. A solução no tubo 1 foi usada como padrão de comparação. Pequenas porções de cloreto de sódio foram adicionadas aos tubos 2 e 3 até que se observasse a mudança da cor da solução. Após os dois tubos apresentarem a mesma coloração, o tubo 3 foi aquecido cuidadosamente no banho maria sem que fosse fervido. O tubo 3 foi deixado esfriar e as colorações dos três tubos foram comparadas.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1. Parte 
Reação:
[Cu(H2O)4]2+(aq) + 4 Cl-(aq) CuCl4 2-(aq) + 4 H2O(l)
 azul celeste amarelo
No tubo 1, a coloração apresentada foi azul celeste, característica do complexo [Cu(H2O) 4]2+.
No tubo 2, a coloração apresentada foi azul bem claro, quase incolor. [Cu(H2O)4]2+.
No tubo 3, a coloração apresentada foi amarelo. Ao adicionar HCl, a espécie favorecida é o CuCl4 2-.
Ao adicionar ácido clorídrico ao tubo 4, a coloração apresentada foi amarela. Isso significa que a espécie favorecida no equilíbrio foi o CuCl4 2-. Contudo, após a adição de água, o tubo apresentou coloração azul quase incolor. Isso indica que o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso, favorecendo a espécie [Cu(H2O)4]2+.
No tubo 5, a coloração apresentada foi verde azulado. A coloração indica que há uma superposição da cor azul, característica do complexo [Cu(H2O)4]2+, com a coloração amarela, característica do CuCl4 2-.
5.2. Parte 2
Reação:
[Cu(H2O)4]2+(aq) + 4 Cl-(aq) CuCl4 2-(aq) + 4 H2O(l)
 azul celeste amarelo
No tubo 1, a coloração apresentada foi azul celeste, característica do complexo [Cu(H2O) 4]2+.
No tubo 2, a coloração apresentada após a adição do cloreto de sódio foi verde. A coloração indica que há uma superposição da cor azul, característica do complexo [Cu(H2O)4]2+, com a coloração amarela, característica do CuCl4 2-.
No tubo 3, a coloração apresentada após o aquecimento foi verde amarelado. A coloração indica que houve uma superposição da cor azul, característica do complexo [Cu(H2O)4]2+, com a coloração amarela, característica do CuCl42-. O amarelado apresentado no verde indica que a espécie CuCl42- é mais favorecida do que o complexo. Após esfriar, o composto permaneceu com a mesma coloração.
6. CONCLUSÃO
Os experimentos tornaram a teoria do Le Chatelie sobre uma constante da complexão para a reação de substituição comprovadas. Em experimentos com comparações dos aspectos, torna-se cabível um preparo do padrão a ser comparado com as variações para serem bem definidas durante a observação. Com o banho-maria, a reação tendeu a formar mais produto, pois se deslocou em sentido direto provando ser uma reação endotérmica.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; LORETTA, J., Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 5° ed., Porto Alegre: Bookman, 2012, p. 383, 384, 405, 407.