REL. Equilíbrio Químico

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1 INTRODUÇÃO
Nem todas as reações químicas ocorrem em um único sentido. Algumas delas são reversíveis, ou seja, reagem tanto no sentido direto como no sentido inverso. 
No ínicio de uma reação reversível, a reação se dá no sentido de consumo dos reagentes e formação dos produtos, isto é, no sentido direto (esquerda para direita). Porém à partir do momento que se formam algumas moléculas do(s) produto(s) a reação começa a ocorrer no sentido inverso também (direita para esquerda), ou seja, consumo de produtos e formação de reagentes. Podemos observar na figura à seguir o esquema de uma reação reversível onde a reação ocorre em dois sentidos simultaneamente.
Figura 1 - Esquema de uma reação reversível
Inicialmente a velocidade da reação direta é máxima, pois existe uma quantidade grande de reagente para consumir e a velocidade da reação inversa é nula, pois não temos ainda nenhum produto. Na medida que a reação vai acontecendo, as velocidades vão se aproximando em sentidos diferentes até o ponto em que se igualam e se mantêm constantes. Neste momento a reação encontra-se em equilíbrio químico. 
Durante algum tempo a reação ocorre e as concentrações, tanto dos reagentes como dos produtos, oscilam. Porém em um determinado momento a velocidade da reação no sentido direto torna-se igual velocidade da reação no sentido inverso, ou seja, o sistema entra em equilíbrio químico. Este equilíbrio é um equilíbrio dinâmico, quer dizer que a reação continua ocorrendo mas as concentrações de reagentes e produtos não variam mais com o tempo, as concentrações de reagentes e produtos tornam-se constantes. 
O EQUILÍBRIO QUÍMICO é um conceito muito importante na Química, e para entendê-lo é preciso compreender que mesmo que a reação continue em constante “movimento”, dos reagentes para os produtos e vice-versa, a concentração de todas as espécies mantem-se invariáveis.
À título de exemplo, vamos pegar uma equação química do tipo: 
aA + bB cC + dD	(1)
O quociente desta reação, Q, pode ser definido pela seguinte fórmula:
	(1)		 
	
Onde [A], [B], [C] e [D] são as concentrações de todas as espécies que participam da reação, reagentes e produtos, em um dado instante. E a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação.
Como essas concentrações oscilam ao longo da reação, o valor de Q também varia e aumenta a medida que a reação avança no sentido de formação dos produtos. Mas quando a reação chega ao equilíbrio químico as concentrações tornam-se invariáveis e Q também torna-se constante, pois ele nada mais é do que a razão entre as concentrações, e a razão entre duas constantes é uma constante também. Assim a partir do momento que Q torna-se constante, passamos à chamá-lo de Keq, a constante de equilíbrio. 
Portanto, em equilíbrio, Q = Keq, e a fórmula para calcular a Keq é a fórmula (1), desde que as concentrações de A, B, C e D sejam calculadas no instante de equilíbrio químico da reação. Os valores de Keq de muitas reações são conhecidos e encontram-se em livros e catálogos. Mas os valores de Q devem ser calculados pois as concentrações são calculadas com o sistema reacional fora do equilíbrio.
A diferença de Q para Keq é o que nos indica se a reação está equilibrada ou em que estágio ela está. Como sabemos que Q tende a crescer desde o início da reação até tornar-se constante, podemos constatar que quando Q < Keq a reação ainda não atingiu o equilíbrio e tende a consumir reagentes para formar produtos, já quando Q > Keq significa que a reação passou do ponto de equilíbrio e consumirá produtos para formar reagentes. Podemos ilustrar este processo através da figura abaixo:
Figura 2 - Relação entre Q e Keq[2: (ARAÚJO, 2012)]
Como podemos ver, a Keq depende invariavelmente das concentrações de reagentes e produtos na reação (vide fórmula (1)), logo, se pudermos controlar as concentrações de alguma espécie (adicionando ou subtraindo massa), alteraremos a Constate de Equilíbrio conforme nossos objetivos, beneficiando os produtos ou os reagentes. 
As mudanças nas concentrações das espécies da reação são fatores que interferem na velocidade das reações direta e inversa e assim deslocam o equilíbrio químico para o lado dos reagentes ou dos produtos. Outros fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio químico são, além da adição ou subtração de massa de alguma espécie, a variação da temperatura, volume ou pressão. E o sistema responde à estas perturbações de acordo com o Princípio de Le Chatellier que estudaremos mais adiante.
Vimos até aqui que reações podem se dar em dois sentidos simultaneamente e que quando a velocidade das reações nestes dois sentidos é igual o sistema está em equilíbrio. O equilíbrio depende da concentração de reagentes e produtos na reação e este equilíbrio pode ser alterado por vários fatores, podendo assim interferir no resultado da reação. A partir de agora então vamos ver como o deslocamento do equilíbrio químico pode ser observado experimentalmente em laboratório. 
2 METODOLOGIA
Para avaliarmos como se dá o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação reversível utilizaremos experimentalmente uma reação que segue a seguinte equação:
 			(2)
Para chegarmos nesta equação da reação do nitrato de cobalto II com o àcido clorídrico formando o cloreto de cobalto foi preciso realizar o procedimento experimental abaixo: 
1) Enumeramos 6 tubos de ensaio de 1 à 6 e adicionamos em cada um 2,5 mL de nitrato de cobalto II 0,25 mol/L.
2) Adicionamos Acido Clorídrico concentrado 12 mol/L e água destilada de acordo com a tabela a seguir:
Tabela 1 - Volumes de HCl e H2O utilizados nos tubos de ensaio
	TUBO
	VOLUME DE HCl (mL)
	VOLUME DE O
	1
	0
	5,0
	2
	2,0
	3,0
	3
	3,0
	2,0
	4
	3,5
	1,5
	5
	4,0
	1,0
	6
	5,0
	0,0
 
Todos os tubos ficaram então com um volume total de 7,5 mL de solução. 
3) Homogeneizamos com o bastão de vidro as soluções contidas nos tubos de ensaio e observamos a variedade de cores formadas pelos diferentes tubos.
Para observarmos o deslocamento do equilíbrio químico da reação expomos ela à alguns fatores levantados anteriormente que podem alterar a velocidade das reações direta e inversa, deslocando o equilíbrio. Primeiramente observamos o deslocamento devido à variação de temperatura, para tal experimento realizamos o seguinte processo:
4) Observamos as cores formadas nos 6 diferentes tubos de ensaio e escolhemos o tubo com a cor intermediária entre elas.
5) Pegamos o tubo escolhido e dividimos o seu conteúdo em mais outros dois tubos de ensaio previamente lavados e limpos, obtendo assim 3 amostras iguais da solução. Que foram utilizadas para a experiência.
6) Utilizando um tripé metálico e uma tela de amianto montamos a base para colocar um copo de Becker, onde um dos tubos de ensaio foi aquecido em banho-maria através do bico de bunsen.
7) Outro copo de Bécker foi enchido de gelo e recebeu outro tubo de ensaio com a solução.
8) Assim obtivemos três amostras da solução em três condições de temperatura diferentes: uma em temperatura ambiente, outra aquecida e uma terceira amostra resfriada. Comparamos as amostras e observamos então a diferença na coloração.
Após avaliarmos o efeito da temperatura no deslocamento do equilíbrio da reação, continuamos nossos experimentos, desta vez avaliando o efeito da mudança de concentração de reagentes e produtos na reação para o deslocamento do equilíbrio químico.
9) Recombinamos novamente o conteúdo dos três tubos de ensaio utilizados no último experimento e o trouxemos de volta a temperatura ambiente, através do mergulho do tubo, ora na água aquecida, ora na água gelada. Assim que identificamos novamente a cor inicial da solução concluímos que a solução se encontrava aproximadamente em temperatura ambiente novamente.
10) Separamos novamente a solução em 4 novos tubos de ensaio. E enumeramos eles de 1 a 4.
11) No tubo 1 adicionamos alguns cristais de Co(NO3)2 ; No tubo 2 adicionamos alguns cristais de NaCl; E no tubo 3 adicionamosalgumas gotas de AgNO3. Agitamos levemente os tubos para a completa dissolução. O tubo 4 permaneceu como testemunha para comparação.
12) Observamos o que ocorreu em cada tubo e comparamos com o tubo 4 que continha a solução-testemunha.
Um próximo passo para observarmos a variação do deslocamento do equilíbrio químico em uma reação, foi observarmos o que ocorre com o equilíbrio da reação quando a concentração é alterada.
13) Para avaliar o que ocorre com o equilíbrio químico com uma variação da concentração de alguma espécie da solução, bastou pegar o tubo de ensaio n° 6 do primeiro experimento e adicionar água destilada até dobrar o seu volume. Feito isso, observamos a cor apresentada.
3 RESULTADOS E DISCUSSÕES
Podemos calcular a Constante de Equilíbrio da reação estudada através da fórmula:
Keq = 		 (2)
Antes de iniciarmos as discussões sobre a direção do deslocamento do equilíbrio químico em uma reação, é preciso conhecermos o Princípio de Le Chatellier.
Segundo o químico francês Henri Le Chatellier (1850-1936): Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito desta perturbação (ATKINS,2001). Ou seja, quando houver uma perturbação no equilíbrio da reação este se deslocará no sentido oposto à esta perturbação, tentando minimizá-la e retornar ao seu estado de equilíbrio químico.
Como já discutimos anteriormente, estas “perturbações” do equilíbrio citadas por Le Chatellier podem ser a variação da temperatura, variação da concentração das espécies envolvidas na reação ou mesmo a variação na pressão.
Agora que conhecemos o Princípio de Le Chatellier já podemos identificar o que ocorreu com o equilíbrio químico das reações em nossos experiementos. 
Após o preparo das soluções nos 6 tubos de ensaio obtivemos as seguintes cores:
Tabela 2 - Cores das soluções em cada tubo de ensaio
	TUBO
	COR
	1
	levemente rosáceo
	2
	rosáceo
	3
	rosa
	4
	roxo
	5
	azul
	6
	azul cobalto
 
Podemos observar que as cores variam de levemente rosáceo até azul cobalto do tubo n° 1 ao 6.
A equação química que ilustra a reação que estamos estudando é a equação (2), nela há quatro espécies envolvidas: Co+2 , Cl- , H2O e [CoCl4]2-. Destes, apenas Cl- e H2O são incolores. Os outros apresentam cores contrastantes: Co2+ apresenta uma coloração rosa intensa e [CoCl4]2- apresenta uma coloração azul intensa, conhecida como azul cobalto. Como o primeiro é um reagente e o segundo é um produto, podemos notar o deslocamento químico da reação, de reagente para produto e de produto para reagente, de acordo com que a coloração da solução altere de rosa para azul cobalto e de azul cobalto para rosa.
Figura 3 - Nitrato de Cobalto e Cloreto de Cobalto[3: Fonte: Google imagens (images.google.com.br)]
O tubo de ensaio 1 apresentou uma coloração levemente rosácea. De acordo com a Tabela 1, neste tubo não foi adicionado HCl, apenas 2,5 mL de Nitrato de Cobalto II e 5,0 mL de água destilada. Portanto a coloração rósea se deve ao fato de que a solução do tubo 1 é apenas Nitrato de Cobalto II diluído em água.
No segundo tubo já foi adicionado HCl, outro reagente, e coloração ficou mais escura pois de acordo com o Princípio de Le Chatellier, ao adicionarmos mais reagente, no caso o Cl-, deslocamos a reação no sentido de consumir este reagente e formar mais produtos. Logo, quando adicionamos mais HCl de acordo com o número crescente dos tubos de ensaio, estamos deslocando o equilíbrio para o lado dos produtos e a coloração se desloca no sentido de alcançar o tom azul cobalto.
O tubo 4 apresentou uma coloração roxa, uma coloração de transição entre o rosa intenso do Nitrato de Cobalto II e o azul cobalto do Cloreto de Cobalto. Por se tratar de uma “coloração de transição” o tubo 4 foi o escolhido para o segundo experimento.
O último tubo, o de número 6 apresentou a coloração azul cobalto pois adicionamos bastante reagente HCl, e ao fazermos isso, deslocamos o equilíbrio químico para o sentido da formação de produtos, ou seja, formação de [CoCl4]2-, coloração azul cobalto.
No segundo experimento, onde vimos o deslocamento do equilíbrio químico da reação de acordo com a variação de temperatura, utilizamos o tubo de ensaio n° 4 que apresentou uma cor intermediária.
Para entendermos o por que a variação do equilíbrio químico da reação em função da temperatura, é preciso compreender que as reações apresentam a característica de serem endotérmicas ou exotérmicas, sendo assim, mesmo que não apareça na equação química, o calor está presente na reação, seja no lado dos reagentes, seja no lado dos produtos.[4: Endotérmicas = Absorvem calor do meio; Exotérmicas= Liberam calor para o meio]
Para toda reação reversível, caso a reação direta seja endotérmica, a reação inversa será exotérmica e vice-versa. 
Assim, com o aumento da temperatura, ou seja, a disponibilidade de calor para o sistema, o equilíbrio se deslocará no sentido da reação endotérmica, ou seja, consumindo este calor disponibilizado. E com a diminuição da temperatura, o equilíbrio se deslocará no sentido exotérmico, quer dizer, se tirarmos o calor, o sistema tenderá a produzir ou liberar mais calor, tentando voltar ao equilíbrio.
Em nosso experimento o tubo aquecido assumiu uma coloração azul cobalto, ou seja a reação se deu no sentido da formação de produtos [CoCl4]2-. Se com o aumento da temperatura o equilíbrio se deslocou no sentido dos produtos, logo a nossa reação direta tem um caráter endotérmica. O fator “calor” encontra-se ao lado dos reagentes na equação.
O tubo que foi colocado no banho de gelo, assumiu uma coloração rosa. Coloração rosa é a coloração do Co2+ , ou seja, um reagente. Assim temos que com o resfriamento o equilíbrio deslocou-se para o sentido dos reagentes e a reação no sentido inverso é comprovadamente exotérmica.
Para o terceiro experimento, misturamos novamente a solução do tubo 4 e dividimos novamente em 4 amostras. Depois adicionamos alguns reagentes de acordo com a tabela:
Tabela 3 - Adição de novos reagentes às amostras de solução
	TUBO
	ADIÇÃO DE:
	COR FINAL
	1
	Co(NO3)2
	Roxo Avermelhado
	2
	NaCl
	Azul Cobalto
	3
	AgNO3
	Lilás
	4
	-
	Roxo
 
Com a adição de mais Nitrato de Cobalto II na solução o equilibrio químico da reação deslocou-se no sentido de formação de mais produto, e a coloração assumiu um roxo forte levemente avermelhado.
No tubo 2 tivemos a adição de Cloreto de Sódio e com a sua dissociação e formação de Cl- acabou adicionando reagente para a reação e esta, de acordo com o Princípio de Chatellier deslocou-se no sentido de formação de produto [CoCl4]2- e assim tornou-se azul cobalto.
No terceiro tubo foi adicionado Nitrato de Prata e a solução tornou-se lilás. Isso aconteceu pois tínhamos uma solução inicial roxa, ao adicionarmos AgNO3 este reagiu com o HCl da solução precipitando e formando AgCl como o Cloreto de Prata é um precipitado, ele tornou a solução turva, transformando o roxo inicial em lilás, um tom mais claro.
Enfim, nosso último experimento visava entender o que acontece com o equilíbrio químico quando a concentração de alguma espécie de nossa reação é alterada. E alteramos a concentração apenas aumentando o volume de H2O da solução, ou seja, diluindo-a.
Bastou dobrar o volume da solução do tubo de ensaio n° 6 do primeiro experimento e a sua concentração foi alterada. O tubo 6 apresentava uma cor azul cobalto, ou seja, o equilíbrio estava deslocado no sentido da reação direta. À primeira vista, ao imaginarmos a diluição desta solução, poderíamos imaginar que ela assumiria um tom azul claro, quase anil, porém não podemos esquecer de Le Chatellier: “O sistema tenderá a responder à qualquer perturbação no sentido de minimizar seu efeito”. Ao diluirmos uma solução cujo equilíbrio estava deslocado para o sentido da formação de produto, este equilíbrio passou a deslocar para o lado da formação de reagentes, ou seja assumiuuma cor levemente rósea (cor do Co2+).
4 CONCLUSÃO
O equilíbrio químico de uma reação reversível se desloca de acordo com as perturbações, no sentido de minimizá-las e restabelecer o equilíbrio do sistema reacional. Podendo se deslocar tanto no sentido da reação direta como no sentido da reação inversa. Sendo assim podemos controlar o equilíbrio da reação e fazer com que esta aconteça de acordo com nosso desejo, produzindo mais produto, por exemplo, através de mudanças nas condições da reação, como a temperatura.
Através dos procedimentos experimentais podemos observar vários fatores que afetam o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação e como este equilíbrio se desloca através do Princípio de Chatellier. Podemos concluir que todos os resultados atingidos condizem com os resultados apresentados na literatura.
5 BIBLIOGRAFIA
AGNES, C.; HELFER, I. Normas para apresentação de trabalhos acadêmicos. 8. ed. atualizada. Santa Cruz do Sul: EDUNISC, 2009.
 
LEOPOLDINO, V.D.; LOPES, A.S.; VALE, M.J.L.C. Manual de normalização para trabalhos acadêmicos. 4. ed. Teresina: FACID, 2012. 117 p. 
 
ARAÚJO, H. Equilíbrio Químico. Sala de Leitura; CCEAD PUC-Rio. Disponível em: <web.ccead.puc-rio.br> Acessado em: 09 de dezembro de 2012.
ATKINS, P. Princípios da Química. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
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PEIXOTO, A. Equilíbrio Químico. Disponível em: www.eduardochaves.com Acessado em: 11 de dezembro de 2012.
APARICIO, R. Equilíbrio Químico. Instituto de Química/UNICAMP. Campinas, 2009.