RELATÓRIO EQUILIBRIO QUIMICO

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EQUÍLIBRIO QUÍMICO
INRODUÇÃO
Todas as reações Químicas, a princípio, tendem a ser consideradas reversíveis, isto é, podem ocorrer no sentido de reagentes-produtos, e também no sentido de produtos-reagentes; assim á medida que ocorre reação direta, as concentrações molares de A e B diminuem ou são consumidos, enquanto que as concentrações molares C e de D aumentam ou são formados. Chega certo período de tempo em que as reações parecem parar- as cores param de mudar, os gases param de desprender e assim por diante; quando a reação chega nesse ponto significa que as velocidades de reagentes e de produtos são iguais e consequentemente as concentrações de reagentes e de produtos da reação ficam constantes. A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema (BROWN, 2005, p. 531). 
Em 1888, Henri-Lewis Le Chatelier descreveu esse fenômeno em um princípio conhecido como o “Princípio de Le Chatelier” que afirma que "quando uma mudança de temperatura, pressão ou concentração perturba um sistema em equilíbrio químico, a mudança será contrabalançada por uma alteração na composição de equilíbrio".
 Condições para que ocorra o Equilíbrio Químico:
Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa
A reação deve ser uma reação reversível
Concentração ou pressões (para gases) constantes
A reação deve ocorrer em um sistema fechado
Para entender funciona o Equilíbrio Químico, observe como funciona a reação (reversível) da produção da amônia (NH3), a partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2): 
 3H2(g) + N2)(g) 2NH3(g) 
 
 Observe gráfico abaixo como ocorre graficamente à reação de equilíbrio. É possível perceber que inicialmente há somente os gases N2 e H2, e nenhuma NH3 formada. Na medida com que o gás de amônia vai se formando, ocorre também a reação indireta, ou seja, o decaimento dos gases de hidrogênio e nitrogênio. Em certo momento, as concentrações das duas reações passam a ser constantes, ocorrendo então o Equilíbrio Químico.
Fatores que influenciam no Equilíbrio Químico: 
Concentração: Em um sistema de equilíbrio, o aumento da concentração de qualquer elemento favorece a reação que consome, assim como a diminuição deste elemento também irá favorecer a reação que forma este componente.
Pressão: A variação da pressão só deslocará equilíbrios que contenham elementos gasosos, pois os gases podem apresentar variação de volume em função da pressão exercida.
Temperatura: De acordo com o princípio de Le Chatelier, em um sistema de equilíbrio que tenha pressão constante, o aumento da temperatura poderá propiciar o deslocamento do equilíbrio na direção da reação que absorve calor, assim como a diminuição ocasionará o deslocamento na reação que libera calor.
Efeito do catalisador: Os catalisadores são substâncias adicionadas a uma reação que possuem o objetivo de aumentar a sua velocidade. Os catalisadores, por modificarem os mecanismos das reações, também têm a capacidade de diminuir a energia necessária para que uma reação ocorra (energia de ativação). Por isso, os catalisadores influenciam no tempo que uma reação leva para entrar em Equilíbrio Químico, mesmo sem deslocar estes equilíbrios. 
A constante de equilíbrio é um valor que relaciona as concentrações dos elementos reagentes e do produto no momento em que o equilíbrio químico ocorre em uma reação. A constante de equilíbrio é representada pela letra Kc, em função da concentração dos elementos em mol. L-1 ou [ ] mol L-1. No caso de substâncias gasosas, a constante de equilíbrio é representada por Kp, em função das pressões parciais presentes no equilíbrio (Bruni, et al, 2013, p. 134-137) . Veja abaixo uma reação genérica:
Onde A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas, e a, b, c e d são coeficientes na equação química balanceada. De acordo com a lei de conservação da massa, á condição é expressa pela seguinte equação em pressão parcial quando todos os reagentes e produtos estiverem na fase gasosa: 
Quando os reagentes e os produtos estão todos em solução, a condição de equilíbrio é expressa pelo mesmo tipo de equação, mas concentrações em quantidade de matéria. 
 
OBJETIVOS
O presente relatório tem como objetivos:
Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de LE CHATELIER; 
Saber caracterizar o estado de equilíbrio e identificar como os fatores influenciam no equilíbrio.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 MATERIAIS:
Doze (12) tubos de ensaio;
Três (3) Estantes;
Banho-maria;
Pepitas
Pisseta com água destilada
 SUBSTÂCIAS OU COMPOSTOS 
Solução composta de 15mol/L de Fe(NO3)3 0,1mol/L e 15ml KSCN 0,1 mol/L;
Fe(NO3)3 0,1mol/L;
KSCN 0,1 mol/L;
NaOH 6 mol/L;
Solução de CuSO4 0,2 mol/L;
Ácido clorídrico (HCl);
NH4Cl;
Fenolftaleína. 
METÓDOS
 Parte A 
Solicitou-se ao seu professor 20 mL da solução preparada por ele (Solução composta da adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1 Mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 Mol/L seguido de diluição com água até o volume de 250 mL). Foi preparado quatro tubos de ensaio, que foi numerado de A1 a A4 em uma estante adequada e depois foi transferido com auxílio de pipeta 5 mL dessa solução para um tubo de ensaio A1 e misturou-se com 1 mL de Fe(NO3)3 0,1 Mol/L, e, registrou-se a mudança ocorrida;
No tubo de ensaio A2 foi adicionado através de pipeta 5 mL dessa amostra e 1 mL de 
tiocianato de potássio ,KSCN 0,1 Mol/L; observou-se as mudanças e anotou-se.
Igualmente no tubo de ensaio A3 colocou-se com ajuda de pipeta 5 mL da mesma solução e adicionou-se seis (6) gotas de NaOH 6 Mol/L. Observou-se bem e registou-se as mudanças observada.
Para efeito de comparação e controle da cor adicionou-se 5 mL de solução em um quarto tubo de ensaio A4.
Foi comparado a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um dos três tubos: A1, A2 e A3 com o conteúdo do quarto tubo: A4, que contém a solução original preparada pelo professor.
Parte B
Foi preparado cinco tubos de ensaio enumerados de B1 a B5 em uma estante adequada. 
Foi colocado, em cada tubo, 5 gotas de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0,2 mol/L. Diluiu-se a solução contida no tubo B2 com 2 mL de água destilada e foi reservada para posterior comparação. 
Misturou-se, às soluções contidas nos tubos B3 e B4, o ácido clorídrico (HCl) concentrado, gota a gota, até não observar mais mudanças aparentes, foi no total de 10 gotas e depois acrescentou-se ao tubo B4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da solução do tubo B2. 
Ao tubo B5, foi adicionado ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo B1, foi adicionada no total duas 2 gotas.
Comparou-se e foram caracterizadas as cores das soluções nos cinco tubos. 
 Parte C
Foi preparado três tubos de ensaio numa estante adequada; os tubos foram enumerados de C1 a C3. Foi colocado 2 mL de solução de sulfato de cobre (II) 0,2 mol/L nos tubos. A solução do tubo C1 serviu-se como padrão de comparação. Em seguida foi misturado cloreto de amônio, NH4Cl, sólido aos tubos 	C2 e C3 em pequenas porções e foi agitado constantemente, até verificou-se uma mudança pronunciada pela cor da solução; observou-se atentamente e anotou-se as mudanças. 
Por fim foi aquecida a solução do tubo C3 cuidadosamente (sem ferver) no banho-maria e verificou-se a mudança de cor em relação ao tubo C2, e, deixou-se esfriar o tubo C3 e verificou-se novamente a mudança de cor. Observou-se atentamente e anoutou-se.RESULTADOS E DESCUSSÕES 
Parte A
Equação da solução apresentada pelo professor:
Fe(NO3)3(aq) + 3KSCN(aq) Fe(SNC)3(aq) + KNO3(aq)
Portanto, tiocianato de ferro (III) e nitrato de ferro estão presentes na solução. A coloração vermelha-sangue é por causa do ion FeSCN2+ hidratado na solução e o equilíbrio do íon FeSCN2+ e os íons Fe3+ e SCN- é dado por: 
 FeSCN2+(aq) Fe3+(aq) + SCN-(aq)
Quando o tiocianato de potássio foi adicionado à solução original no tubo A2, gerou-se uma perturbação no sistema em equilíbrio pelo aumento da concentração de SNC- (resultante da dissociação do KSCN). Em resposta a essa perturbação, alguns íons de Fe3+ reagem com os íons de SNC-, fazendo o equilíbrio se deslocar da direita para a esquerda:
FeSCN2+ (aq) Fe3+(aq) + SCN-(aq)
Consequentemente, a cor da solução se intensifica pela formação de mais íons FeSCN2+. O mesmo processo foi observado quando se adicionou nitrato de ferro (III) no tubo A1: a cor se intensificou pela presença de íons Fe3+ provenientes do nitrato em questão, deslocam o equilíbrio no mesmo sentido já apresentado, da direita para esquerda. 
Já quando se adicionou hidróxido de sódio à solução original no tubo A3, os íons OH, provenientes desse composto, reagiram com os íons Fe3+ do tiocianato de ferro(III), gerando hidróxido ferro (III). Esse composto é insolúvel em meio aquoso e precipitou (ele foi verificado no fundo do tubo de ensaio, com uma cor alaranjada), enquanto a solução se tornou incolor. Com base nos dados, concluiu-se que o equilíbrio se deslocou da dira esquerda:
OH-(aq) + Fe(SCN)2(aq) SNC-(aq) + Fe(OH)3(aq)
Parte B
No tubo B1 foi colocado 5 gotas de solução de sulfato de cobre (II), CuSO4 ( de coloração azul) e nenhum outro reagente foi adicionado, pois, posteriormente, foi utilizado para comparação com os demais.
Ao tubo B2 por além de 5 gotas de CuSO4, foi diluída com 2 mL de água destilada, logo, diminui a concentração de CuSO4, o que foi evidenciada pela diminuição de intensidade de cor em relação ao tubo B1 e como a concentração diminui consequentemente a reação fovorece
Ao ser adicionado ácido clorídrico (coloração incolor) no tubo B3 que contém 5 gotas de sulfato de cobre (coloração azul), houve a mudança de coloração, a reação tornou-se amarela, pois a reação favorece a formação dos reagentes. Eis equação da reação em baixo:
CuSO4 + 2HCl CuCl2 + H2SO4
No tubo B4 que já contém 5 gotas de CuSO4, foi adicionado ácido clorídrico e a reação adquiriu a coloração amarela. Em seguida ao ser acrescentado água destilada a coloração tornou azul clara como a coloração do tubo B2, o que significa houve a reação reversível e a reação favorece a formação de produtos. 
Já no tubo B5 que também contém 5 gotas de sulfato de cobre foi adicionado 2 gotas de ácido e houve a mudança coloração na reação, a reação tornou um pouco amarelado, porque tem pouca quantidade de acido clorídrico em consequência o equilíbrio desloca no sentido a repor ou seja desloca de direta para esquerda. 
Parte C
No tubo C1 foi colocado 2 mL de sulfato de cobre e nenhum outra substancia foi adicionada, porque serviu-se como padrão.
No tubo C2 C3 foram adicionadas NH4Cl e eis equação da reação em baixo: 
 2NH4OH + CuSO4   (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
A reação apresenta coloração verde, pois favorece a formação de Cu(OH)2. Tubo C3 ao ser aquecido a coloração verde intenso em relação ao tubo B2, o que significa que ao ser aumentado a temperara, a reação favorece o lado endotérmico e em consequência aumenta a produção de Cu(OH)2 .
CONCLUSÕES
Conclui-se que o princípio de Le Chatelier (ou Princípio da Fuga Ante a Força) é aplicável e realmente faz sentido quanto, como foi verificado nesse experimento, que a alteração pode ser causada num equilíbrio ou sistema de equilíbrio por fatores como concentração, temperatura e pressão causando mudanças visíveis, como foi destacado pelo príncipio de Le Chatelier.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
BRUNI, Aline Thais, Ser protagonista: química. 2. ed. São Paulo: Edições SM, 2013. <http://blog.enem.com.br/2016/quimica-equilibrio-quimico>. Acesso em: 22 de jul. 2017