Relatório equilibrio quimico

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Universidade Estadual do Mato Grosso do Sul
Curso de Bacharel em Química Industrial.
Prática 7 – Equilíbrio Químico
Dauto Francisco de Souza
Gabriel Terra Castilho dos Anjos
Raul Cremonezi Piva
Experimento realizado no dia: 29/09/2014.
Dourados/MS
Agosto – 2014
Introdução
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet. (AQUINO, 2008)
Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH3), a partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2):
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) ΔH= -22 kcal
Note que a seta dupla significa que a reação ocorre nos dois sentidos. (AQUINO, 2008)
Generalizando as reações químicas, temos:
Figura 1 (MENDONÇA, 2013)
Onde A e B são o reagentes, C e D são os produtos e V1 e V2 são respectivamente, velocidade da reação direta e velocidade da reação inversa. (AGAMENON, 2011)
Figura 2 (AGAMENON, 2011)
No início da transformação, as quantidades dos reagentes são máximas e a quantidade de produtos é zero. Os reagentes vão se reduzindo, com o passar do tempo, até formarem os produtos (reação no sentido direto). Entretanto, ao mesmo tempo em que essa reação está ocorrendo, parte dos produtos que já foram formados vão se decompondo e produzindo os reagentes (reação no sentido inverso). 
Acontece que a velocidade de transformação dos reagentes vai diminuindo e a do produto aumentando, até que elas se tornam iguais e constantes (V1=V2), neste momento, as concentrações também serão constantes. Ou seja, a reação está em equilíbrio, formando produto e reagentes na mesma velocidade e por isso dizemos que o equilíbrio é dinâmico. (MENDONÇA, 2013)
Figura 3 (LAVORENTI, 2002)
O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos foi proposto pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em 1864. Eles observaram que a concentração molar dos reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a uma certa relação, característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual eles denominaram de constante de equilíbrio. Eles propuseram a lei da ação das massas para resumir suas conclusões, cujo enunciado é o seguinte: “a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes”. Observaram que o fator importante na determinação da velocidade ou taxa de uma reação química não é apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de reagente por unidade de volume. (LAVORENTI, 2002)
Para um equilíbrio químico generalizado na forma de:
Temos que a velocidade da reação direta é: V1 = [A] a [B]b
E que a velocidade da reação inversa é: V2 = [C] c [D]d 
Se no equilíbrio químico, V1 = V2,
 K1 [A]a [B]b = K2 [C] c [D]d, e admitindo que K1/K2 = Kc, temos que:
Figura 4 (AGAMENON, 2011)
Podemos, também, expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp). Neste caso, as substâncias envolvidas serão gases. 
 Na reação acima, a expressão de Kp será:
Figura 5 (MENDONÇA, 2013)
O equilíbrio químico, sendo dinâmico, é passível de responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e se ela não estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio. Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se transformam em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação inversa aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto. Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem novamente. (LAVORENTI, 2002)
Os fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio foram estudados por Henri Louis Le Châtelier, em 1884. Esse cientista enunciou o princípio geral conhecido como “Princípio da fuga ante a força” que diz: “Quando uma força age sobre um sistema em equilíbrio, com modificações de temperatura, pressão ou de concentração, este se desloca no sentido de anular a ação da força aplicada.”. (APARICIO, 2009)
O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da concentração ou pressão parcial dos reagentes. (LAVORENTI, 2002)
Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo. O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão. (LAVORENTI, 2002)
O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação química em equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a reação tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada. Se uma reação é exotérmica (libera calor), tal como no processo Haber de produção de amônia, então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de amônia porque o calor gerado na reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica (consome calor), tal como a decomposição de PCl5, calor deve ser fornecido para deslocar em direção ao produto. (MENDONÇA, 2013)
Os catalisadores são substâncias que, mesmo em pequenas quantidades, são capazes de aumentar a velocidade de uma reação química, diminuindo a energia de ativação. A energia de ativação é a energia mínima necessária para alcançar o complexo ativado e ocorrer a reação. (SILVA, 2011)
O uso do catalisador aumenta a velocidade da reação, mas não altera o ponto de equilíbrio, não desloca o equilíbrio e nem altera o valor de Kc. O catalisador somente diminui o tempo para que o equilíbrio seja alcançado. (SILVA, 2011)
Objetivos:
Caracterizar os estados de equilíbrio dos sistemas químicos, reconhecendo os fatores que afetam seu equilibro e estabilidade, assim como calcular a constante de equilíbrio (Kc).
3. Materiais e métodos
3.1. Materiais utilizados:
5 béqueres de 50 ml
8 tubos de ensaio
1 pisseta com água destilada
2 pipetas volumétricas de 2 ml
1 pera
3 pipetas de Pasteur
1 suporte para tubos de ensaio
3.2. Reagentes utilizados:
Solução de KOH 0,1 mol/L
Solução de K2CrO4 0,1 mol/L
Solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L
Solução de NaOH 0,1 mol/L
Solução de BaCl2 0,1 mol/L
3.3. Procedimento experimental
Inicialmente numerou-se os tubos de ensaio, restringindo os números de 1 a 4 para a solução do íon Dicromato e de 5 a 8 para a solução do íon Cromato. Assim numerados adicionou-se 2 ml da solução de dicromato em cada tubo de ensaio (1- 4) e 2 ml da solução de cromato (5 - 8). 
Foi adicionado ao 1º tubo 60 gotas da solução de NaOH ,anotou-se a mudança e posteriormente adicionou-se 60 gotas da solução de HCl, novamente anotou-se a mudança ocorrida. 
Basicamente o mesmo procedimento foi realizado com o tubo 5, porem inicialmente adicionou-se 20 gotas de HCl e após 20 gotas de NaOH, finalizando-se por anotar as mudanças ocorridas.
Ao tubo 2 foi adicionado 4 gotas da solução de BaCl2 e agitou-se . Repetiu-se tal procedimento com o tubo de numero 6, observando e anotando-se os resultados obtidos.
Ao tubo 3 adicionou-se 70 gotas da solução de NaOH, e posteriormente 2 gotas da solução de BaCl2, tomando-se nota dos resultados. Tal procedimento foi reproduzido de maneira idêntica no tubo 7.
No tubo 4 adicionou-se 20gotas de HCl , agitou-se e posteriormente adicionou 4 gotas de BaCl2. O mesmo procedimento foi realizado no tubo 8.
Resultados e discussão 
As soluções que foram usadas nessa primeira parte do experimento apresentavam a seguinte coloração:
Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 - amarelo 
Dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol.L-1 alaranjado 
Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (alaranjado) (Cr2O72–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
No tubo 1 havia a solução de Dicromato de potássio (alaranjado), e adicionando 70 gotas (cerca de 3,5 ml) da base NaOH 0,1 mol.L-1 e comparando com os demais tubos de K2Cr2O7 a coloração alterou visivelmente de alaranjado para amarelo e adicionando ao mesmo tubo 60 gotas(cerca de 3 ml) de HCl 0,1 mol.L-1 a coloração retornou a alaranjado.
 De acordo com o princípio de Le Châtelier a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E com adição do ácido clorídrico, houve a reversão, deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO42– e apresentavam coloração amarela para o íon Cr2O42- devido a presença de íons H+ na dissolução do HCl. Portanto, hove o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim as soluções ficaram de coloração laranja novamente.
No tubo 5 havia somente a solução de Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 (amarelo),e foi adicionado 20 gotas (aproximadamente 1ml) de HCl 0,1 mol.L-1, comparando com o tubo de numero 6 que também havia somente Cromato de potássio coloração de amarelo passou para alaranjado. No mesmo tubo adicionando 20 gotas (cerca de 1 ml) de HCl 0,1 mol.L-1 a coloração retornou a amarelo.
Segundo o princípio de Le Châtelier, após a adição do HCl (íons H+), o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, originando uma solução de coloração laranja e ácida, em outras palavras a concentração de íons provenientes do dicromato (Cr2O7-2) prevaleceu, e o equilíbrio se deslocou e para direita a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação formada:
K2CrO4 + 2HCl → 2KCl + H2CrO4
Adicionado hidróxido de sódio houve a reversão, pois o cromato que antes estava laranja devido a presença de H+, quando se adicionou hidróxido de sódio com os íons do OH- , voltou a sua coloração inicial amarela.
O experimento realizado está baseado no principio de Le Châtelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente se um sistema químico esta em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.
 Adicionando 4 gotas de BaCl2 0,1 mol.L-1 no tubo 2 com K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 percebe-se visivelmente um alaranjado turvo, e repetindo a operação no tubo 6 com K2CrO40,1 mol.L-1, observa-se que a coloração fica amarelo turvo e conclui que houve formação de precipitado tanto no tubo 2 quanto no tubo 6, como foi esperado.
No tubo 3 com K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 ao adicionar as 20 gotas de NaOH 0,1 mol.L-1 observou novamente a mudança de cor do alaranjado para amarelo e adicionando 2 gotas de BaCl2 0,1 mol L-1 o amarelo ficou turvo, repetindo o procedimento com K2CrO40,1 mol.L-1 do tubo 7 ocorreu o mesmo resultado. 
No ultimo tubo 4 de K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 ao adicionar as 20 gotas da solução de HCl 0,1 mol.L-1 observou-se a cor alaranjada mais dispersa e adicionando novamente nesta solução 4 gotas de BaCl2 0,1 mol L-1, houve pouca formação de precipitado. Repetindo o experimento com o ultimo tubo de K2CrO4 0,1 mol.L-1 o tubo de numero 8 desta vez adicionando primeiramente HCl 0,1 mol.L-1 e em seguida BaCl2 0,1 mol L-1 obteve-se precipitado alaranjado.
Tudo ocorreu devido ao balanço entre as reações do Cromato para o Dicromato e Dicromato para Cromato já explicado acima, já a formação de precipitado ocorre devido a reação K2CrO4 + BaCl2 BaCrO4 + 2KCl e
K2Cr2O7+ BaCl2 BaCrO7 + 2KCl
Assim formando precipitado dos devidos íons. A formação de pouco precipitado no tubo 4 ocorre devido a concentração do íon K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 com a adição de HCl 0,1 mol.L-1 tornando sua coloração alaranjada mais dispersa na solução assim tampouco afeta o restante de sua reação quando adicionado BaCl2 0,1 mol L-1.
Considerações finais 
O experimento ocorreu como o esperado, manipulando a equação de equilíbrio entre dois íons de reações reversíveis e caracterizando na forma da coloração o balanceamento do equilíbrio da reação.
Questionário:
1.	Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) da principal equação envolvida nesta prática.
Cr2O72- + H2O ↔ 2CrO42- + 2H+ 
Kc = [CrO42-]2. [H+]2
 [Cr2O72-]
2.	Seja um sistema do tipo:
A(aq) + B(aq) ↔ 2 C(aq) + H2O(l) ΔH < 0 
Como o sistema reagiria com:
a)Diminuição da temperatura;
 Ao aumentar a temperatura de tal reação o equilíbrio se altera e se estabiliza no sentido a seguir:
2 C(aq) + H2O(l) ↔ A(aq) + B(aq) ΔH < 0 
b) Aumento da pressão;
 O equilíbrio permanece inalterado.
c) Adição de um agente complexante especifico para A;
 Ocorrerá a formação de um precipitado.
Dê a cor de uma solução de dicromato de potássio se aumentarmos o pH da mesma para aproximadamente 10.
 Ao aumentarmos o PH da solução de dicromato de potássio consequentemente aumentamos a concentração de íons OH-, o que causa uma coloração amarelada na solução.
De que maneira poderá um aumento da temperatura afetar os seguintes equilíbrios;
H2(aq) + Br2(g) ↔ 2HBr(g) ΔH= + 16800 cal
Quando há um aumento de temperatura no sistema, a reação se desloca para o sentido endotérmico. Como essa reação já se encontra no sentido endotérmico, não haverá perturbação no sentido da reação. 
B.	CO2(g) + 2SO3 ↔ CS2(g) + 4O2 (g) ΔH= – 265000 cal
Nesse caso, o aumento da temperatura favorecerá o sentido endotérmico da reação, uma vez que quando adicionado energia, a reação irá absorvê-la. Logo, a reação ocorrerá no sentido inverso, onde o ΔH se torna positivo.
Referências bibliográficas
AQUINO, K., Equilíbrio Químico. Recife, 2008. 58 slides. Disponível em: http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/equilibrio.pdf. Acesso em: 03/10/2014.
LAVORENTI, A., Engenharia de petróleo - Equilíbrio Químico. Piracicaba, 2012. Disponível em: http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/equilibrio_quimico.pdf. Acesso em: 05/10/2014.
MENDONÇA, A., Conceitos – Equilíbrio Químico. Aracaju, 2013. Disponível em: http://pt.slideshare.net/adriannemendonca/aula-2-equilbrio-qumico. Acesso em: 03/10/2014.
AGAMENON, R., Equilíbrio Químico. 2011. Disponível em:
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/fisico/equilibrio.pdf. Acesso em: 04/10/2014.
APARÍCIO, R., Biologia – Equilíbrio Químico. São Paulo, 2009. Disponível em: http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula7_4x.pdf. Acesso em: 03/10/2014.
SILVA, J. N., Química Geral e Orgânica – Equilíbrio Químico. Ceará, 2011. Disponível em: http://pt.slideshare.net/nunes_ufc/equilbrio-qumico-9376062 Acesso em: 06/10/2014.