AULA X – EQUILÍBRIO QUÍMICO

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
CAMPUS CARAÚBAS
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
PROFESSOR: ANTONIO VITOR MACHADO
AULA X – EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fabrício Leite Alves
Caraúbas – RN
03 de maio de 2017
OBJETIVO
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.
INTRODUÇÃO
	Um sistema reacional fechado ao atingir um estado de invariabilidade na sua composição em função do tempo, diz-se que o sistema atingiu um estado de equilíbrio químico.
	É importante ressaltar que um estado de equilíbrio ocorre sempre que dois processos antagônicos ocorrem simultaneamente e na mesma velocidade. Quando o estado de equilíbrio químico é atingido cada substância é consumida por uma reação na mesma velocidade em que é produzida por uma reação oposta, como consequência, a concentração de cada substância permanece constante no sistema.
	Assim que um sistema atinge o equilíbrio, a velocidade da reação direta (v1) se torna igual à velocidade da reação inversa (v2); a partir disso, as concentrações das espécies não variarão, a menos que alguma perturbação externa seja exercida sobre o sistema. 
	É importante notar que as reações não param, ao contrário estas continuam a ocorrer simultaneamente, contudo, na mesma velocidade, diz-se assim, que o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.
A constante de equilíbrio
	O quociente de reação é calculado para cada instante, t, em função das concentrações de todas as espécies que participam da reação e que estão presentes no sistema reacional naquele instante:
Quando o sistema reacional atinge o equilíbrio as concentrações das espécies tornam-se constantes e, por conseguinte, o valor de Q também se torna constante, recebendo o nome de constante de equilíbrio (Keq). Assim, no equilíbrio temos:
O princípio de Le Chatelier
	Quando um sistema reacional atinge o equilíbrio, a concentração das espécies permanece constante indefinidamente, a menos que o sistema sofra uma perturbação externa (adição ou remoção de um constituinte, variações de temperatura ou pressão). 
	O princípio de Le Châtelier é uma regra que permite prever, qualitativamente, o comportamento de um sistema em equilíbrio quando este sofre alguma perturbação.
Efeito da adição ou remoção de um constituinte
Ao adicionamos um constituinte ao sistema reacional em equilíbrio, o equilíbrio se desloca no sentido de consumir parte do constituinte adicionado e quando um constituinte é removido do sistema reacional em equilíbrio, este se desloca no sentido de repor parte do constituinte retirado.
Efeito das variações de temperatura
A temperatura é o único parâmetro operacional que altera diretamente o valor da constante de equilíbrio.
Efeito das variações de pressão
Ao aumentamos a pressão, deslocamos o equilíbrio no sentido da formação de um menor número de moles gasosos. Uma diminuição da pressão deslocará o equilíbrio no sentido da formação de um maior número de moles gasosos.
MATERIAIS E MÉTODOS
	Os materiais e reagentes que foram utilizados na aula experimental para realização do equilíbrio químico foram os destacados nas tabelas abaixo:
	 Tabela 1. Materiais utilizados
	MATERIAIS
	Banho de gelo
	Banho Maria
	Bomba a vácuo
	Kitassato
	Pinça de madeira
	Pipetas de Pateur
	Tubos de ensaio
 Tabela 2. Reagentes utilizados
	REAGENTES
	QUANTIDADE
	Fenolftaleína
	1%
	Cloreto de Cobalto II
	___
	Álcool à 50%
	___
	Cromato de Potássio
	0,2 mol/L
	Sulfato de Alumínio
	0,2 mol/L
	Ácido Clorídrico
	1 mol/L
	Hidróxido de Sódio
	1 mol/L
Procedimento experimental:
Conversão dos íons cromato em íons dicromato: 
a) Em um tubo de ensaio foi adicionado 1 mL (~ 20 gotas) de cromato de potássio 0,2 mol/L (solução amarela) e 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observou-se o ocorrido, e anotou-se em seguida.
b) No mesmo tubo de ensaio adicionou-se 1,5 mL (~ 30 gotas) de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. Observou-se o ocorrido, e anotou-se em seguida.
1.2 Reação do íon alumínio (Al3+) com íons hidróxido:
a) Adicionou-se cerca de 1 mL de solução de sulfato de alumínio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicionou-se hidróxido de sódio 1,0 mol/L gota a gota, agitando sempre o tubo (observe a formação do precipitado). E assim, foi sendo adicionando hidróxido de sódio até a completa dissolução do precipitado. 
b) No mesmo tubo de ensaio foi adicionado, gota a gota, de ácido clorídrico 1,0 mol/L, para obter novamente o precipitado branco; continuou adicionando ácido clorídrico até observar o desaparecimento do precipitado.
Reação de neutralização na presença de indicador
a) Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de água destilada e 1 mL de hidróxido de sódio 1 mol/L. Agite. 
b) No mesmo tubo de ensaio foi adicionado 1 gota de fenolftaleína e foi observe o que ocorreu.
c) Sempre no mesmo tubo de ensaio adicionou-se, gota-a-gota, de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observou-se o que ocorre.
Reação de intercâmbio de ligantes em complexos de cobalto
a) Em um tubo de ensaio, foi adicionado cerca de 1 mL de solução 0,2 mol/L de cloreto de cobalto II. 
b) Adicionou-se alguns cristais de NaCl ao tubo de ensaio. 
c) Foi aquecido o tubo de ensaio em banho-maria até ebulição. Observou-se as modificações que ocorreram na solução contida no tubo de ensaio e em seguida foi anotado os resultados.
 d) Resfriou-se o tubo de ensaio em banho de gelo, observou-se as eventuais modificações nas características da solução.
Figura 1: Materiais e reagentes utilizados no processo experimental. Fonte: aula prática.
	
Figura 3: Os três primeiros procedimentos. Fonte: aula prática.
	Figura 2: Conversão dos íons cromato em íons dicromato. Fonte: aula prática.
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
	No primeiro passo experimental, foi avaliado o equilíbrio do sistema em relação a concentração das substâncias. Para isso, foi utilizado íons de cromato de potássio (coloração amarelada) e estes foram convertidos em íons de dicromato (coloração alaranjada). Em um tubo de ensaio foi adicionado 1 mL ( ~ 20 gotas) de cromato de potássio e em seguida, adicionou-se o ácido clorídrico, o que nos restou uma solução de coloração alaranjada. Isso ocorre devido o acréscimo de íons de H+ fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido direto, de modo a consumir esses íons acrescentados, adquirindo uma maior quantidade de Cr2O72-, responsável por tornar a solução alaranjada. No mesmo tubo de ensaio, adicionado o NaOH, verificou-se que a solução tornou novamente alaranjada, esse fato ocorre devido ao deslocamento do equilíbrio no sentindo inverso.
	No segundo passo experimental, os íons de alumínio reagem com os íons de hidróxido, OH-, formando primeiramente um precipitado branco de hidróxido de alumínio. A adição de um excesso de íons de hidróxido provoca, na reação, a dissolução do precipitado, devido à formação de íons complexos tetrahidroxualuminato (solução incolor). Ao ser adicionado o HCl obteve-se novamente o precipitado branco; assim, foi necessário continuar adicionando HCl até que o precipitado desaparecesse do tubo de ensaio.
	No terceiro passo experimental, ocorre a reação de neutralização na presença da fenolftaleína, um indicador ácido-base, que na forma não ionizada, tem coloração incolor, diferente da forma ionizada que é apresentada com a cor rosa. No terceiro tubo de ensaio, foi adicionado água destilada e hidróxido de sódio, ao adicionar em seguida a fenolftaleína ionizada, em meio básico, a solução passa a ter uma coloração incolor, uma vez que ao adicionaresse indicador em meio ácido, a sua coloração é incolor.
	No quarto passo experimental, com o intuito de analisar a reação de intercâmbio de ligantes em complexo de cobalto, a exemplo: cloreto de hexaaquacobalto (II), hexaédrico, de coloração rosa que por aquecimento em banho Maria é convertido em complexo tetraédrico, trocando os ligantes aquo por ligantes cloros, adquirindo assim coloração azul. Logo após atingir o ponto de ebulição (P.E.) o tubo de ensaio foi exposto em banho de gelo e a solução retornou a coloração de antes da ebulição. Isso ocorre devido a constante de equilíbrio ter sido alterada pelo fato da reação ter sida exposta a uma determinada temperatura e isso acaba que provocando um efeito no equilíbrio de acordo com sua entalpia, ou seja, se caso a reação é endotérmica ou exotérmica, a temperatura sempre irá causar alteração o deslocamento do equilíbrio químico. 
CONCLUSÃO
	Tendo em vista aos conhecimentos teóricos e a comprovação em aula prática, vemos que uma reação química em equilíbrio químico está sujeita a qualquer perturbação externa, seja ela pela concentração, pela temperatura ou até mesmo pela pressão. Ainda vimos que esses fatores além de causar determinadas alterações nas reações, alteram também a coloração de uma determinada estudada.
	Em suma, o Equilíbrio Químico ocorre quando temos uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade.
REFERÊNCIAS
FOGAÇA, Jennifer. Equilíbrio Químico. Brasil Escola. Disponível em: <brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm>. Acesso em: 06 de maio de 2017.
PAULA, Camila Salgado. Equilíbrio Químico e Constante de Equlíbrio. Disponível em: <educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-constante-de-equilibrio.html>. Acesso em: 06 de maio de 2017.
TOFFOLI, Leopoldo. Equilíbrio Químico. Info Escola. Disponível em: <infoescola.com/quimica/equilibrio-quimico/. Acesso em: 06 de maio de 2017.