RELATÓRIO DE EQUILÍBRIO

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA BAIANO
Campus CATU
RELATÓRIO DE PRÁTICA:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
ANNA CLARA BARBOSA SANTOS
GEORGENES SANTOS DA SILVA JÚNIOR
HELENIRA LÚCIA OLIVEIRA GONÇALVES
CATU-BA
2018
ANNA CLARA BARBOSA SANTOS
GEORGENES SANTOS DA SILVA JÚNIOR
HELENIRA LÚCIA OLIVEIRA GONÇALVES
RELATÓRIO DE PRÁTICA:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Relatório produzido pelos discentes Anna Clara Barbosa Santos, Georgenes Santos da Silva Júnior e Helenira Lúcia Oliveira Gonçalves em cumprimento a proposta feita pelo docente Gerffeson Santos, professor de Química Geral 2 do curso de ensino superior de Licenciatura em Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia Baiano – campus Catu.
CATU-BA
2018
INTRODUÇÃO
O equilíbrio químico ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. Consideremos a equação genérica:
onde v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.
Esse estado é alcançado, em outras palavras, quando a concentração de reagentes e produtos permanece constante. Observe:
No início, v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores máximos, enquanto v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto, v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1 = v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio.
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico.
Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalterados indefinidamente.
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que:
o sistema encontre-se num recipiente fechado;
a temperatura fique constante.
OBJETIVOS
Verificar a reversibilidade da conversão do íon cromato no íon dicromato;
Avaliar o comportamento dos íons cromato e dicromato em meio ácido e em meio básico.
Verificar a influência do meio (ácido ou básico) sobre o equilíbrio de solubilidade do cromato de bário;
Identificar uma reação reversível fazendo uso do método calorimétrico;
Avaliar a influência da temperatura sob a formação de gases;
 Constatar a Lei de Le Chatelier.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Classificação:
Os equilíbrios químicos podem ser classificados em homogêneos e heterogêneos.
Equilíbrio Homogêneo:
É aquele em que todos os participantes se encontram em uma única fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo homogêneo.
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
HCN(aq) H+(aq) + CN–(aq)
Equilíbrio Heterogêneo:
É aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase. Portanto, classificamos o sistema como sendo heterogêneo.
C(s) + O2(g) CO2(g)
Constante de equilíbrio químico:
As constantes de equilíbrio são determinadas com base nas concentrações, em mol/L, das espécies químicas envolvidas e são representadas por KC. Observe o exemplo a seguir:
2 Fe(s) + 3 Cu2+(aq)  2 Fe3+(aq) + 3 Cu(s)
Podemos utilizar a seguinte fórmula para calcularmos o Kc:
Assim: KC = [Fe3+] 2
 [Cu2+] 3
Para equilíbrio em sistema heterogêneo, o estado sólido não participa das expressões Kp e Kc, o estado líquido participa somente de Kc, e o estado gasoso participa das duas expressões.
A relação entre as constantes, KC e Kp pode ser expressa genericamente por:
Onde:
n → variação da quantidade em mols (diferença entre a quantidade em mols dos produtos e reagentes).
Kc → constante de equilíbrio em termos de concentração molar.
KP → constante de equilíbrio em termos das pressões parciais.
T → temperatura absoluta.
R → constante dos gases.
Grau de equilíbrio (α):
O grau de equilíbrio é a relação entre a quantidade de matéria (em mol) que reagiu e a quantidade de matéria inicial no sistema para cada espécie. Considere o exemplo a seguir:
Exemplo:
Consideramos a reação x → y + z, em que, no início, encontramos 2,00 mols de x e no equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem reagir. Concluímos, então, que reagiu 2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O grau de equilíbrio fica:
Concluindo, podemos dizer que, quanto maior o valor de α no equilíbrio, encontramos menor sobra de reagentes em maior quantidade de produtos. Quanto menor o valor de α no equilíbrio, encontramos muita sobra de reagentes e pouco produto.
Espontaneidade de uma reação e o valor de Kc
Princípio de Le Chatelier:
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da força aplicada.”
Um equilíbrio pode ser alterado por modificações nas concentrações das substâncias, na pressão ou na temperatura
a) pressão sobre o sistema;
b) temperatura;
c) concentração dos reagentes ou produtos.
Fatores que alteram o estado de equilíbrio
Efeito da pressão
Uma modificação na pressão em um sistema só altera o equilíbrio quando há variação do(s) coeficiente(s) estequiométrico(s) dos gases nos produtos em relação aos reagentes.
De maneira geral:
Aumento da pressão favorece o sentido com menor quantidade em mol de gás (menor volume)
Diminuição da pressão favorece o sentido com maior quantidade em mol de gás (maior volume)
Exemplo:
Efeito da temperatura:
O aumento de temperatura de um sistema em equilíbrio favorece mais o sentido da reação endotérmica. A diminuição de temperatura de um sistema em equilíbrio, no entanto, favorece o sentido da reação exotérmica. Lembre-se de que ΔH >0 indica que o processo é endotérmico, já ΔH < 0, que o processo é exotérmico.
Exemplo:
Considerando a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
A(g) ⟺ B(g), ΔH > 0 (reação endotérmica)
➢ Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para direita e o rendimento aumenta.
➢ Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda.
Agora, seja a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
B(g) ⟺ A(g), ΔH < 0 (reação exotérmica)
➢ Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda e o rendimento diminui.
➢ Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta.
Efeito da concentração:
A adição de uma substância (reagente ou produto) em um equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido de consumo dessa substância. Analogamente, a remoção de uma substância em um equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido da formação dessa substância.
Efeito do catalisador:
Os catalisadores aceleram igualmente as reações direta e inversa, de forma que nenhum dos sentidos do equilíbrio é favorecido. A presença de um catalisador fará com que o sistema atinja o equilíbrio mais rapidamente.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
3.1 PARTE 1: REAÇÃO REVERSÍVEL ENTRE LÍQUIDOS DOS ÍONS CROMATO E DICROMATO
 Primeiramente, antes de se começar o procedimento experimental, em dois tubos de ensaio distinto, adicionou – se 3 mL de cromato de potássio (CrK₂O₄)  a 0,1 mol  L-1 que apresentou a coloração amarela, e se adicionou 3mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7)  a 0,1 mol L-1 , onde a solução demonstrou uma coloração laranja. Nas duas soluções, usaram-se suas cores como ponto de referência, para as alterações de cores acontecidas nos experimentos a seguir.
Foram adicionados, 3mL de cromato de potássio 0,1mol L-1, em dois tubos de ensaio distintos, que identificou - se como tubo A e B, os mesmo apresentaram uma coloração amarela, e em mais dois tubos de ensaiodivergente, colocou – se  3mL de dicromato de potássio 0,1mol L-1, que foram etiquetados como tubo C e D. Nos tubos A e C, ao adicionar de 20 a 30 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1, observou – se que não ocorreu nenhuma alteração de mudança na solução dos tubos A e C. Aos tubos B e D, adicionou –se de 20 a 30 gotas de ácido clorídrico, onde não visualizou – se, nenhuma alteração de mudança de cor nas duas soluções do tubo B e D. Não ocorreram nenhuma mudança visualmente na reações dos tubos A,B,C e D, pois os reagentes utilizados nos experimentos, podem estar contaminados ou passados da validade o que impossibilitada a eficácia na realização dos experimentos. De acordo com a literatura, na reação do tubo A (Crk2O4 + NaOH), ocorre uma mudança de cor, de laranja para amarelo; Já na reação do tubo de ensaio B (CrK2O4 + HCl) há uma alteração de cor, do amarelo para o laranja; no tubo C, a reação de (K2Cr2K2O4 + NaOH) ocorre uma modificação de cor que mudou da coloração alaranjada para a amarela; e no caso do tubo D, ao adicionar ácido clorídrico na solução de  cromato de potássio, a coloração mudou de amarela para laranja. Nas reações dos tubos A, B,C E D, esse fato ocorre por que os íons cromato CrO4-2 apresenta coloração amarela, e os íons dicromato Cr2O7-2 que tem cor alaranjada. Ao adicionar ácido em íons cromato, se transforma no íon dicromato, que consequentemente apresentará a coloração alaranjada na reação, e quando se adiciona uma base, o hidróxido de sódio (NaOH) em íons dicromato, o mesmo se transforma em um íon cromato, que se obterá a coloração amarela, por conta do íon dicromato em um meio básico se transformar no íon cromato, onde sua coloração é amarela. A formação dos respectivos íons se deu, porque em um meio aquoso, os íons de cromato de potássio e dicromato de potássio, estão na condição de equilíbrio químico, e na presença de reagentes ácidos e básicos, descrito anteriormente, podem ser perturbados, perdendo o seu equilíbrio químico. Pois, de acordo com a teoria de Le Châtelier o de dicromato que estava em equilíbrio químico, e houve uma alteração quando foi adicionado o hidróxido de sódio (íons OH -), ou seja, houve  um   deslocamento  do equilíbrio  para  o   sentido  do  cromato  devido  a  presença  de  hidroxilas, promovendo  a  produção  de íons cromato (CrO42–,) o que  provocou  uma  solução  de  coloração amarela. E com adição do ácido clorídrico, a reação foi revertida 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, se teve o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim a s soluções ficaram de coloração laranja novamente. O deslocamento de equilíbrio químico nas reações se deu, porque quando um sistema recebe uma perturbação externa, ele perde a sua condição de equilíbrio químico, o que ao perder essa condição, o sistema tenta minimizar essa ação, produzindo a formação de produtos, para que o seu equilíbrio químico volte novamente. Segue abaixo a reação estequiométrica.
 
           CrO42- + 2H+ <--> Cr2O72- +H2O 
           Amarelo                   alaranjado
         
           C2O7-2 + 2OH- < -- > 2CrO42- + H2O
           Alaranjado                      Amarelo
 
           K2Cr2O7 + NaOH < -- > Na2Cr2O7 + 2KOH
 
           K2Cr2O7 + HCl < --- > 2KCl + H2CrO4
 
  Equação equilibrada destas espécies em meio aquoso:
         2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
Em seguida, após a realização desses procedimentos experimentais, aos tubos A e C, que se adicionou o hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1 , colocou –se a solução de ácido clorídrico(HCl) sem agitar, após o procedimento não visualizou –se nenhuma alteração na mudança de cor nos tubos de ensaio; O inverso foi realizado aos tubos B e D, os mesmo contendo ácido clorídrico na reação (HCl), ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH), não se observou nenhuma mudança na reação. Na presença de íons H+ e íons OH-, o sistema sofrerá uma reação de neutralização, o que pode quebrar a condição de equilíbrio novamente das reações mencionadas anteriormente, pois o sistema está recebendo uma perturbação. Logo o mesmo, irá tentar solucionar o problema, para que a reação volte ao seu estado de equilíbrio químico, o que irá deslocar mais o seu equilíbrio para o lado direito, pois irá formar um sal na reação, onde assim a velocidade direta seja igual a velocidade inversa, atingindo o seu equilíbrio químico novamente.
Em mais dois tubos de ensaio, que seriam os tubos E e  F, adicionou - se 3mL de solução de cromato de potássio, e em dois tubos de ensaio G e H, colocou - se 3mL de dicromato de potássio. Nos tubos  E e G, adicionou –se de 20 a 30 gotas de solução de amônia (NH3), onde não se observou –se nenhuma mudança. Já nos tubos F e H, colocou – se de 20 a 30 gotas de solução de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2 ), verificou – se que a reação ficou turva. Nesses respectivas as reações perdeu o seu equilíbrio químico como mencionados anteriormente nas outras reações acima.
PARTE 2: REAÇÃO REVERSÍVEL ENTRE SÓLIDOS E SOLUÇÃO LÍQUIDA.
EQUILÍBRIO DE CROMATO DE BÁRIO SÓLIDO COM UMA SOLUÇÃO SATURADA DE SEUS ÍONS
USANDO SOLUÇÃO DE SULFATO DE COBRE II
3.3 PARTE 3: REAÇÃO REVERSÍVEL ENTRE GASES
Observou-se, que o tubo de ensaio 1 contendo 0,2 a 0,3 g de nitrato de chumbo (II) Pb(NO3)2, ao introduzir no Becker com temperatura alta não ocorreu nenhuma alteração, e quando colocou –se no Becker a temperatura baixa, verificou –se que o gás presente do tubo diminui. Já no tubo de ensaio 2 contendo o mesmo reagente do tubo 1, ao introduzir o mesmo no Becker com temperatura alta, aumentou a formação de gás, logo, ao colocar –se ao Becker de temperatura baixa, não houve nenhuma alteração. Essas reações se da, porque o nitrato de chumbo (II), quando exposto a temperatura alta, ou seja, aquecido, sofre uma decomposição, formando o óxido de chumbo (II) PbO, dióxido de de nitrogênio NO2 e oxigênio molecular O2. Esse processo se chama de dimerização, que consiste em que duas moléculas, se juntam onde se formam uma só, pois o dióxido de nitrogênio se une com o tetróxido de dinitrogênio N2O4, na qual irá se formar em única molécula, é nessa reação que ocorre o equilíbrio químico, onde o mesmo é quando a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. De acordo, com Le Chatelier, quando o equilíbrio do sistema é perturbado, a reação desloca o equilíbrio químico, entanto minimizar a perturbação, de modo que se restabeleça novamente a condição de equilíbrio químico. Quando se aqueceu o tubo de ensaio percebeu se um aumento do gás (cor marrom-avermelhada), que indica que o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, ou seja, velocidade inversa, e quando se resfriou o tubo de ensaio, o gás presente no tubo diminui, indicando que a reação teve velocidade direta, em que o nitrato de chumbo (II) se consome para a formação dos produtos através da decomposição.
CONCLUSÃO
Diante dos respectivos experimentos realizados, conclui-se que em um dos experimentos comprovou- se que é possível reverter uma reação onde um íon foi convertido em outro, onde também foi possível avaliar o comportamento de ambos os íons em meios ácidos e básicos. No experimento seguinte pôde-se verificar com sucesso a influencia da acidez e basicidade do meio no equilíbrio de solubilidade do cromato de bário e ainda foi identificado a reversibilidade de uma reação a partir do uso de calor. No último experimento foi avaliado a influência tanto do aumento quando da diminuição da temperatura na formação de gases e constatado a lei de Le Chatelier.
REFERÊNCIAS
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http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/equilibrio.pdf .
Acessado em: 06/03/2018
 
LAVORENTI, A., Engenharia de petróleo - EquilíbrioQuímico. Piracicaba,
2012. Disponível em:
http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/equilibri
o_quimico.pdf. Acessado em: 06/03/2018
 
MENDONÇA,  A.,  Conceitos  –  Equilíbrio  Químico.  Aracaju,  2 013.  Dispon ível
em:      http://pt.slideshare.net/adriannemen donca/aula-2-equilbrio-qumico. 
Acessado em: 06/03/2018
AGAMENON, R., Equilíbrio Químico. 2011. Disponível em:
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/fisico/equilibrio.pdf. 
Acessado em: 06/03/2018
APARÍCIO,  R.,  Biologia  –  Equilíbrio  Químico.  São  Paulo,  2009.  Disponível  em:
http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula7_4x.pdf.  
Acessado em: 06/03/2018
 
SILVA,  J.  N.,  Química  Geral  e  Orgânica  –  Equilíbrio  Químico.  Cea rá,  2011.
Disponível  em:  http://pt.slideshare.net/nunes_ufc/equilbrio-qumico-9376062
Acessado em: 06/03/2018
O QUE É EQUILÍBRIO QUÍMICO? Disponível em: < https://descomplica.com.br/blog/quimica/resumo-equilibrio-quimico/> Acessado em 06/03/2018