Influencia da temperatura e concentração de íons H+ no deslocamento do equilíbrio

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1 – INTRODUÇÃO
Uma das características importantes das reações químicas é sua extensão. Há formas, mesmo que macroscopicamente, de notar a presença de reagentes e produtos em um sistema em que os processos diretos e inversos parecem ter cessado. 
A ideia de equilíbrio químico está associada com reações reversíveis. E estas atingem seu equilíbrio quando a velocidade das reações direta e inversa tendem a ser iguais, em consequência disso as quantidades de reagente e produto não se alteram mais. 
Quando o sistema sofre perturbação este processo é denominado deslocamento de equilíbrio, o que significa alterar as concentrações de reagentes e produtos, provocando uma nova condição para obter o equilíbrio da reação. Quando por algum motivo a velocidade da reação direta aumenta, o equilíbrio do sistema se desloca para a direita. Caso contrário, quando a velocidade da reação inversa é que aumenta, o equilíbrio se desloca para esquerda. 
Le Chatelier, químico francês, percebeu que era possível prever a direção na qual o sistema iria se deslocar. A partir disso em 1888, propôs o princípio de Le Chatelier, que é utilizada para analisar qualitativamente os efeitos de perturbação sobre o equilíbrio químico. 
“Se sobre um sistema em equilíbrio é imposta uma perturbação (ação qualquer) externa, o sistema reagirá no sentindo de neutralizar esta perturbação” (Le Chatelier). 
Fatores que perturbam o sistema: variação de pressão, temperatura e concentração.
A reação reversível envolvendo os gases de nitrogênio e oxigênio mostra o deslocamento proposto por Le Chatelier. 
A reação direta é endotérmica (absorção de calor), já a inversa é exotérmica (libera calor). Portanto se aumentar a temperatura do sistema o equilíbrio se desloca no sentido endotérmico, para direita, onde há formação de produto. Isso ocorre porque, de acordo com o princípio, quando há uma perturbação o sistema responde de forma a minimizar esta perturbação. Ou seja, a reação endotérmica absorve o calor diminuindo os efeitos do aumento do equilíbrio. Além de causar o deslocamento, a temperatura altera a constante de equilíbrio (Kc). 
Alguns equilíbrios sofrem influência do pH, ou seja, da influência da concentração de íons H+ do meio. O aumento da concentração dos reagentes provoca um aumento da velocidade da reação direta, enquanto o aumento da concentração dos produtos faz com que a reação inversa ocorra mais rapidamente. Observe a reação quando o cromato de bário está em solução aquosa e se encontra em equilíbrio com seus íons, conforme a representação:
BaCrO4(s) Ba2+(aq) + CrO42-(aq)
As duas setas indicam que alguns íons de Ba2+ e CrO42- estão se dissociando e indo para a solução (reação direta) e outros se unindo para formar o BaCrO4 (reação inversa).
2- OBJETIVOS
Objetivou-se neste relatório verificar a influência da temperatura e da concentração de íon de hidrogênio no deslocamento de equilíbrio de uma reação. 
3- MATERIAS
1. Tubos de ensaio;
2. Suporte para tubo de ensaio;
3. Pinça de madeira;
4. Bico de Bunsen;
5. Tripé;
6. Tela de amianto;
7. Rolha;
8. Béquer de 250 mL;
9. Gelo;
10. Água destilada;
11. Etiquetas;
4- PROCEDIMENTOS
	
Prática A – Influência da temperatura no deslocamento de equilíbrio.
Primeiramente colocou-se aproximadamente 0,5 g de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) em dois tubos de ensaio, em seguida, com a ajuda de uma pinça de madeira aqueceu-se os tubos no bico de Bunsen e assim que os tubos se encheram com gás tampou-se os tubos com uma rolha.
	Em seguida, encheu-se dois béqueres de 250 ml com 3/4 de água, um desses béqueres foi aquecido no bico de Bunsen até que a água entrasse em ebulição, e foi colocada algumas pedras de gelo no outro béquer. Em cada béquer colocou-se um tubo de ensaio e observou-se o mesmo mudar de cor, assim que mudou inverteu-se os tubos e observou-se novamente. 
Prática B – Influência da concentração de íons H+ no equilíbrio químico
	De início, numerou-se seis tubos de ensaio de 1 a 6, e nos tubos 1,2 e 3 foi acrescentado 2,00 ml de cromato de potássio (K2CrO4) e nos tubos 4,5 e 6 foi acrescentado 2,00 ml de dicromato de potássio (K2Cr2O7) e observou-se as cores. 
	Em seguida, foi adicionado 2,00 ml de ácido clorídrico (HCl) no tubo 1, no tubo 4 foi adicionado 2,00 ml de hidróxido de sódio (NaOH), nos tubos 2,3,5 e 6 foi acrescentado 2,00 ml de cloreto de bário (BaCl2), no tubo 2 foi acrescentado 2,00 ml de ácido clorídrico (HCl), no tubo 3 foi acrescentado 2,00 ml de hidróxido de sódio (NaOH), no tubo 5 foi acrescentado mais 2,00 ml de ácido clorídrico (HCl) e no tubo 6 mais 2,00 ml hidróxido de sódio (NaOH), após adicionar os reagentes em seus respectivos tubos e deixou-se em repouso por um tempo e observou-se. 
5- RESULTADOS E DISCUSSÕES
Prática A – Influência da temperatura no deslocamento de equilíbrio.
No equilíbrio:
Após a decomposição do nitrato de chumbo pode-se observar a formação de um gás marrom-avermelhado, tratava-se do dióxido de nitrogênio. Após algum tempo, pode-se notar que a coloração do gás ficou um pouco mais fraca. Logo, pode-se dizer que este entrou em equilíbrio químico com o tetróxido de dinitrogênio. 
Como o equilíbrio é sensível à perturbações, através de alterações na temperatura do sistema, pode-se concluir que a reação no sentido direto era exotérmica e no sentido inverso endotérmica. Ao diminuir a energia do sistema, o mesmo descorou-se, indicando a presença de tetróxido de dinitrogênio, e quando fora feito o inverso, notou-se a intensificação da cor do sistema, ficando marrom avermelhado, indicando a presença de dióxido de nitrogênio. 
Prática B – Influência da concentração de íons H+ no equilíbrio químico
- Tubo 1: 
Quando havia apenas cromato de potássio no tubo 1, a coloração da solução era amarela, o responsável por isso era o íon cromato. Ao adicionar ácido clorídrico na mesma, observou-se que sua coloração mudou para alaranjado. O HCl é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução, aumentou-se a concentração de íons H+, como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido inverso, produzindo mais íons dicromato, o qual possui coloração alaranjada. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 1, assim como o equilíbrio químico. 
- Tubo 2:
Quando havia apenas cromato de potássio no tubo 2, a coloração da solução era amarela, o responsável por isso era o íon cromato. Ao adicionar cloreto de bário na mesma, observou-se a formação de precipitado. O é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução ocorreu dupla troca. O cátion Ba+2 ligou-se ao ânion , resultando no sal cromato de bário, o qual caracteriza-se por ser parcialmente solúvel. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 2, assim como o equilíbrio químico. 
Ao adicionar ácido clorídrico na solução, por se tratar de eletrólito forte (o qual em meio aquoso sofre dissociação total), aumentou-se a concentração de íons H+, como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido inverso, produzindo mais íons dicromato. Sendo assim, diminuiu-se a concentração de íons cromato e consequentemente do sal cromato de bário, reduzindo a quantidade de precipitado do fundo do tubo. 
- Tubo 3:
Quando havia apenas cromato de potássio no tubo 3, a coloração da solução era amarela, o responsável por isso era o íon cromato. Ao adicionar cloreto de bário na mesma, observou-se a formação de precipitado. O é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução ocorreu dupla troca. O cátion Ba+2 ligou-se ao ânion , resultando no sal cromato de bário, o qual caracteriza-se por ser parcialmente solúvel. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 3, assim como o equilíbrio químico. 
O NaOH é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adiciona-lona solução, aumentou-se a concentração de íons OH-, o qual neutraliza íons H+. Como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido direto, produzindo mais íons cromato, e consequentemente aumentando a quantidade de precipitado (cromato de bário).
- Tubo 4:
Quando havia apenas dicromato de potássio no tubo 4, a coloração da solução era alaranjada, o responsável por isso era o íon dicromato. Ao adicionar hidróxido de sódio na mesma, observou-se que sua coloração mudou para amarela. O NaOH é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução, aumentou-se a concentração de íons OH-, o qual neutraliza íons H+, como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido inverso, produzindo mais íons cromato, o qual possui coloração amarelada. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 4, assim como o equilíbrio químico. 
- Tubo 5:
Quando havia apenas dicromato de potássio no tubo 5, a coloração da solução era alaranjada, o responsável por isso era o íon dicromato. Ao adicionar cloreto de bário na mesma, observou-se uma mudança na coloração da solução. O é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução ocorreu dupla troca. O cátion Ba+2 ligou-se ao aníon , resultando no sal dicromato de bário, o qual caracteriza-se por ser solúvel. A solução continuou alaranjada, um alaranjado um pouco distinto de quando havia apenas dicromato de potássio. Tal distinção pode ser relacionada a formação do novo sal, mas a cor fora mantida, por conta da presença do íon dicromato. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 5, assim como o equilíbrio químico. 
Ao adicionar ácido clorídrico na solução, por se tratar de eletrólito forte (o qual em meio aquoso sofre dissociação total), aumentou-se a concentração de íons H+, como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido direto, produzindo mais íons dicromato e consequentemente mais sal de cromato de bário (solúvel).
- Tubo 6:
Quando havia apenas dicromato de potássio no tubo 6, a coloração da solução era alaranjada, o responsável por isso era o íon dicromato. Ao adicionar cloreto de bário na mesma, observou-se uma mudança a coloração da solução. O é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adicioná-lo na solução ocorreu dupla troca. O cátion Ba+2 ligou-se ao ânion , resultando no sal dicromato de bário, o qual caracteriza-se por ser solúvel. A solução continuou alaranjada, um alaranjado um pouco distinto de quando havia apenas dicromato de potássio. Tal distinção pode ser relacionada a formação do novo sal, mas a cor fora mantida, por conta da presença do íon dicromato. 
Abaixo então as equações que ocorreram no tubo 6, assim como o equilíbrio químico. 
O NaOH é um eletrólito forte, que quando em meio aquoso sofre dissociação total, logo, ao adiciona-lo na solução, aumentou-se a concentração de íons OH-, o qual neutraliza íons H+. Como resposta, para equilibrar-se novamente, a reação deslocou-se no sentido inverso, produzindo mais íons cromato, e consequentemente diminuindo a quantidade de sal dicromato de bário (formação de precipitado). 
6- CONCLUSÃO
De acordo com o princípio de Le Chatelier, se o sistema for perturbado por variações de temperatura, pressão ou concentração dos componentes, o sistema reagirá de forma contrária à perturbação. Assim conclui-se com os experimentos que ao diminuir a temperatura, o equilíbrio se desloca para direita no sentido de formar produtos (Reação exotérmica). No entanto, ao aquecer a solução o equilíbrio se desloca do sentido inverso na formação de reagentes (Reação endotérmica). 
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Sendo assim, ao adicionar um ácido na reação, este se ioniza formando íon H+ (aq). A adição de uma base se dissocia formando o íon OH-(aq)
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
[1] Brown, LeMay,Bursten. 9a ed. Química a ciência central. São Paulo
 [2] Literatura de Laboratório de química geral e inorgânica. Cursos: engenharia Química/ Engenharia elétrica;