EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO  
Emanuelle Mayara da Cunha, Flávio Ramon Silva de Souza, Isadora Rodrigues de Oliveira, Mariana Alves dos Anjos, Núbia Cristina Fraga de Carvalho Gomes. 
 
 
– Turma EQU4BN-CMA1 – 
Química Analítica – Instituto de Engenharia e Tecnologia (IET) 
Centro Universitário de Belo Horizonte 
 
Resumo: Esta experiência tem como objetivo a verificação experimental do princípio de Le Chatelier que se baseia no fato de que se um sistema em equilíbrio é perturbado, por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito da perturbação. 
Palavras chave: Equilíbrio químico, pressão, temperatura, sistema de deslocamento. 
Introdução
Uma situação de equilíbrio químico acontece quando há a proporção constante entre os produtos e os reagentes de uma reação química durante o desenrolar do tempo. Claude Louis Berthollet foi o primeiro a estudar esse fenômeno, publicado em seu livro Essai de statique chimique no ano de 1803.
Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: os reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de combustão, praticamente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produtos é formada, estes começam a dar origem aos reagentes; essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. 
Apesar das concentrações dos reagentes e dos produtos serem constantes no equilíbrio químico de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo que é reversível, continuam ocorrendo, ambos na mesma velocidade. Dessa forma, as reações direta e inversa se anulam, o que justifica o fato das concentrações dos produtos e dos reagentes serem constantes no equilíbrio químico, apesar da reação nunca ser interrompida. 
Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH3). A partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) que faz parte do Processo de Haber-Bosch:
No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidirem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com que a taxa (ou velocidade) com que a reação ocorre também o seja. Porém à medida com que a reação se processa o número de moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de elas colidirem entre si e, consequentemente, a velocidade desse sentido da reação. Por outro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter atingido o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo:
 
Figura 1 - Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo.
                  
Figura 2 - Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo.
Fundamentação teórica
Em um sistema em equilíbrio químico ao aumentar a concentração dos reagentes, o equilíbrio da reação tende a se deslocar no sentido direto, e quando se adicionam produtos ou quando se reduz a concentração dos reagentes, o equilíbrio da reação tende a se deslocar no sentido inverso.
A reação que será estuda experimentalmente será:
Materiais
Tubos de ensaio;
Pipeta;
Banho maria;
Banho de gelo;
Espátula;
Placa de petri.
Reagentes
Água destilada;
Ácido sulfúrico concentrado;
Ácido Clorídrico Concentrado;
Solução aquosa de tetraclorocobalto (II);
Cloreto de Potássio;
Solução de Cloreto de Potássio 0,1 mol/L.
Parte experimental
Inicialmente foram separados 10 tubos de ensaios e adicionou-se 10 gotas de cloreto de cobalto em cada um dos tubos de ensaio. Em seguida, um dos tubos de ensaio foi escolhido para ser o tubo de referência ao qual fora usado apenas para comparar a cor com os demais. Nos demais tubos foi adicionado HCl até que a coloração mudasse de rosa para violeta.
 Figura 3 – Preparo das soluções.
Testes
Tubo 2 aqueça;
Tubo 3 resfrie;
Tubo 4 adicione 5 gotas de KCl 0,1 mol/L;
Tubo 5 adicione 5 gotas de KCl 0,1 mol/L e 5 gotas de H2SO4 concentrado;
Tubo 6 adicione cristais de KCl;
Tubo 7 adicione cristais de KCl e 2 gotas de H2SO4;
tubo 8 adicione 5 gotas de HCl concentrado;
tubo 9 adicione 2 gotas de Ag(NO3) 0,1 mol/L;
tubo 10 adicione 10 gotas de água destilada.
Resultados e Discussões
O tubo 2 foi aquecido e o tubo 3 foi resfriado. Pode se observar que com o aumento da temperatura o equilíbrio se deslocou para a direita, ou seja, o lado de formação de produtos. E ao reduzir a temperatura o equilíbrio se desloca para a esquerda, para o lado de formação de reagentes. Isso se deve ao fato de que a reação direta é endotérmica e quando se adiciona calor ao sistema o equilíbrio se desloca no sentido de aumento do rendimento enquanto que ao retirar calor o equilíbrio se desloca no sentido de menor rendimento.
Figura 4 - Deslocamento do equilíbrio em função da variação de temperatura.
No tubo 4 foram adicionadas 5 gotas de solução 0,1 mol de cloreto de potássio KCl(aq) e pode se observar que a solução que antes era violeta passou a ter uma coloração rosa. Isso ocorre, pois, a solução de cloreto de potássio tem uma porcentagem muito maior de água do que de cloreto e isso faz com que o equilíbrio se desloque no sentido de compensar essa falta de cloro.
[Co (H2O)6] (aq) + 4Cl ⇄ [Co(Cl)4] + 6H2O + KCl(aq)
No tubo 5, foram adicionadas 5 gotas de solução 0,1 mol de cloreto de potássio KCl(aq) e mais 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado H2SO4. Observou se que a solução ficou rosa com a adição de solução de cloreto de potássio, porém ao adicionar o ácido sulfúrico concentrado, a solução adquiriu a coloração azul. Isso ocorre, pois, o ácido sulfúrico reage com a água formando o íon hidrônio H3O+, fazendo com que o equilíbrio se desloque para o lado dos produtos.
1 - [Co (H2O)6] (aq) + 4Cl ⇄ [Co(Cl)4] + 6H2O + KCl(aq)
2 - [Co (H2O)6] (aq) + 4Cl + H2SO4 ⇄ [Co(Cl)4] + 2H3O + 4H2O
No tubo 6, foram adicionados cristais de cloreto de potássio KCl(S), pode se notar que  o equilíbrio se deslocou para a direita, pois ao se adicionar cristais de cloreto de potássio houve um aumento na concentração de  íons cloreto Cl- no sistema e para compensar o excesso de reagente a reação se desloca no sentido de formação de produtos.
No tubo 7, foram adicionados cristais de KCl e duas gotas de H2SO4 concentrado e pode-se observar que a solução adquiriu a coloração azul e houve liberação de calor.
No tubo 8 adicionou-se 5 gotas de HCl concentrado e pode-se observar que a solução adquiriu a coloração azul pois houve aumento na concentração de cloreto.
No tubo 9, foi adicionado gotas de Nitrato de prata Ag(NO3) 0,1mol/L, observou-se a formação de cloreto de prata solido ao qual precipitou-se, e a solução passou a ter uma coloração rosa, pois houve uma redução na concentração de cloreto.
CoCl4 + 6 H2O + 4 AgNO3  ⇄ Co(H2O)6 + 4 AgCl(S) + 4 NO3
No tubo 10, foram adicionadas 10 gotas de água destilada, e pode-se notar que o equilíbrio se deslocou para a esquerda pois a concentração dos produtos foi aumentada.
Figura 5 – Resultado das soluções preparadas.
Conclusão
Através da alteração de cor da solução de cloreto de cobalto foi possível verificar quando ocorre o deslocamento do equilíbrio químico e em qual sentido a reação ocorre.
Bibliografia
[1]<http://chemed.chem.purdue.edu/demos/demosheets/12.10.html> Acesso em 17 março de 2018.
[2]>http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-constante-de-equilibrio.html> Acesso em 23 junho de 2017.