Equilibrio Quimico

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA - DCT
CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA
DISCIPLINA: GERAL EXPERIMENTAL II
DOCENTE: JOELIA MARTINS 
 
 
EQUILIBRIO QUIMICO
 SAULO ALVES DE SOUZA 
 JEQUIE-BA
 AGOSTO-2018
 INTRODUÇÃO 
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 igual a 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). 
Reação direta: A B
Reação inversa: B A
 No equilíbrio químico, ambos os processos ocorrem na mesma velocidade, e para indicar que a reação prossegue tanto no sentido direto quando no inverso, usa-se a seta dupla AB.
 Na situação de equilibro químico a reação química não para de ocorrer. O que acontece, porém, é que tanto a reação direta quanto a inversa estão acontecendo com a mesma velocidade, sendo os homogêneos, aqueles em que todos os participantes estão em uma mesma fase, e os heterogêneos, aqueles em que os participantes então em mais de uma fase (CANTO, 1998).
 Ao considerarmos o sistema como um todo, aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos permanecem inalteradas indefinidamente. Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que:
– O sistema encontre-se num recipiente fechado;
– A temperatura fique constante.
 Graficamente, podemos representar:
 No momento em que o equilíbrio é alcançado, encontra-se a constante de equilíbrio, em que, para uma reação, não depende das concentrações iniciais de reagentes e produtos, o valor da constante varia apenas com a temperatura. A constante de equilíbrio (Keq) é adimensional. Ela é o valor numérico obtido quando se substitui as pressões parciais ou concentrações molares reais no equilíbrio na expressão.
Keq = [C]c. [D]d
 [A]a. [B]b
 É importante salientar que cada reação possui sua própria expressão para constante de equilíbrio, que por sua vez, depende apenas da estequiometria da reação, e não de seu mecanismo. 
 O fato de o quociente das concentrações permanecer constante no equilíbrio, devido a igualdade das velocidades de reação direta e inversa, foi explicado em 1964, pelos químicos noruegueses Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, através da postulação da lei da ação da massa, que expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação, demonstrando que a expressão [C]c. [D]d / [A]a. [B]b permanece constante, mesmo se tratando de reação direta e inversa não-elementar.
 Sabe-se que toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as velocidades da reação direta e inversa são iguais:
Reagentes Produtos
onde: V1=V2
 Assim, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio permanecem inalteradas. Qualquer fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a reação, provocando diferenças nas velocidades das reações direta e inversa, e, consequentemente, modificações nas concentrações das substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido.
 Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração original, dizemos que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos produtos). No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação anterior de equilíbrio, dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de formação dos reagentes)
Reagentes Produtos Reagentes Produtos
 De acordo com BROWN (2005), químico industrial francês Henri-Louis Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos dos estados de equilíbrio, conhecido como Princípio de Le Chatelier, que é exposto como segue: 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 do distúrbio.
 A variação de entalpia para uma reação indica que o um aumento de temperatura desloca um equilíbrio no sentido endotérmico, que absorve calor, e uma diminuição, no sentido exotérmico, que libera calor. Os catalisadores não desloca equilíbrio, apenas aumenta a velocidade da reação, para que o estado de equilíbrio seja logo atingido.
 OBJETIVOS
Verificar o estado de equilíbrio de uma reação química.
Demonstrar a reversibilidade de reações químicas.
Comprovar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier ” 
 MATERIAIS UTILIZADOS 
Tubos de ensaio 
Béquer de 100 ml 
Proveta de 50,0 mL 
Proveta de 10,0 mL 
Pipetas graduadas de 10,0 mL e de 5,00 mL 
Espátula 
Pêra 
Papel de filtro 
Ácido clorídrico concentrado (HCl) 
Cloreto de amônio (NH4Cl) 
Cloreto cobaltoso hexahidratado (CoCl2·6H2O) 
Solução de cromato de potássio (K2CrO42-) a 1,0 % (m/v) ou 0,1 mol L-1 
Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O72-) a 0,5 % (m/v) ou 0,1 mol L-1 
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,00 mol L-1 
Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,00 mol L-1 
Solução de solução de cloreto férrico (FeCl3) 5,0 x 10-2 mol L-1 
Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 5,0 x 10-2 mol L-1 
Cloreto de sódio (NaCl) 
Solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L-1 
Hidróxido de amônio (NH4OH) 
Solução de ácido nítrico (HNO3) 1:1 (v/v) 
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) 
Tiocianato de amônio (NH4SCN) sólido 
 
 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Equilíbrio ferro-tiocianato 
Em proveta de 50 mL, adicionou-se 1,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1, 1,0 mL de solução de tiocianato de amônio 0,05 mol L-1 e 38 mL de água destilada. Houve observação após a agitação. 
Foram numerados quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Foi colocado, em cada tubo, 10,0 mL da solução da proveta. 
Ao tubo 1, adicionou-se 2,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1. Foi comparado com a coloração do tubo 4. 
Ao tubo 2, adicionou-se cerca de 0,10 g de tiocianato de amônio sólido. Foi comparado com a coloração do tubo 4. 
Ao tubo 3, adicionou-se cerca de 0,10 g de cloreto de amônio sólido. Foi comparado com a coloração do tubo 4. 
Equilíbrio cromato-dicromato 
Numerou-se quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Nos tubos 1 e 2, colocou-se solução de cromato de potássio a 1,0 % (m/v) até 1/3 do volume do tubo de ensaio. Aos tubos 3 e 4, adicionou-se quantidade semelhante de solução de dicromato de potássio a 0,5 % (m/v). 
Ao tubo 1, adicionou-se cerca de 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e agitar. Comparou-se com a coloração do tubo 2. 
Ao tubo 3, adicionar cerca de 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Comparou-se com a coloração do tubo 4. 
 
Equilíbrio dos íons cobalto (II) 
Foi aquecido cerca de 0,30 g de cloreto cobaltoso hexahidratado cristalino em um tubo de ensaio. Observou-se. Acrescentou-se 2,0 mL de água ao tubo. Mergulhou-se a ponta de um palito na solução resultante e escreveu algo sobre um papel de filtro. O papel foi aquecido em uma chama fraca. A seguir, expirou-se ar pela boca sobre o papel. Analisou-se as observações. 
 
Equilíbrio de íons complexos. 
Em um tubo de ensaio, acrescentou-se cerca de 0,20 g de cloreto de sódio e 2,0 mL de água. Acrescentou-se cercade 2,0 mL de solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. Retirou-se o líquido sobrenadante e juntou-se ao sólido formado solução de hidróxido de amônio em excesso. Adicionou-se, então, solução de ácido nítrico 1:1 (v/v) até obter uma solução ácida. Analisou-se cuidadosamente o resultado. 
Em um tubo de ensaio, acrescentou-se cerca de 0,20 g de sulfato de cobre pentahidratado e 2,0 mL de água. Acrescentou-se cerca de 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Retirou-se o líquido sobrenadante e juntou-se ao sólido formado hidróxido de amônio em excesso. 
 Resultado e discursão 
Equilíbrio ferro-tiocianato
	
 Durante o experimento inicial ao adicionar uma solução de cloreto férrico com uma solução de tiocianato de amônio que após em contato produziu uma solução vermelho-sangue. A mesma é representada pela equação:
FeCl3(aq)+NH4SCN(aq) [Fe(SCN)]2+(aq)+ NH4Cl(aq) + 2Cl-(aq) 
 Após sua diluição observou-se a solução com coloração amarelo alaranjado decorrente que as reações opostas acontecem a velocidades iguais, alcançando o equilíbrio químico. Não foram observadas colorações diferentes após mudanças de concentração dos reagentes ou produtos, pois de acordo com a professora os mesmos poderiam estar vencidos.
Equilíbrio cromato-dicromato
 Após a separação em tubos de ensaio e a mistura entre as soluções indicadas no procedimento, registrou-se uma mudança de cor das amostras, representados na tabela abaixo:
Tabela 1. Mudanças de coloração nas soluções de cromato e dicromato.
	Tubos de ensaio
	Soluções (mol/L-1)
	
	Hcl adicionado (mL)
	NaOH adicionado(mL)
	Coloração
	1
	K2CrO4
	
	3,0
	-
	Alaranjando
	2
	K2CrO4
	
	-
	-
	Amarela
	3
	K2Cr2O7
	
	-
	3,0
	Amarela
	4
	K2Cr2O7
	
	-
	-
	Alaranjado
 A mudança de coloração registrada na Tabela2., decorre dos íons CrO42- e Cr2O72- que em soluções se estabelece um equilíbrio químico¹. Quando adicionado HCl, ocorre uma diminuição de ph fazendo com que o íon H+ desloque o equilíbrio para a direita favorecendo a formação do íon Cr2O72- resultando em uma coloração alaranjada representada pela equação abaixo:
2CrO42-(aq) + 2H+(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l) 
 Em contraste, quando o íon Cr2O72- reage com NaOH resultando em um aumento do ph fazendo com que o íon OH- desloque o equilíbrio para a direita ocorrendo maior formação do íon CrO42- resultando em uma coloração amarela, representada pela equação abaixo: 
Cr2O72-(aq) + 2OH-(aq) 2CrO42-(aq) + H2O(l) 
Equilíbrio dos íons cobalto (II) 
 De acordo com o princípio de Le Châtelier quando ocorre um aumento da temperatura de uma ração exotérmica o equilíbrio da reação é deslocado para a esquerda enquanto que em uma reação endotérmica o equilíbrio será deslocado para a direita(BRADY,1990), a equação de equilíbrio químico entre o cloreto de cobalto hexahidratado, CoCl2(6H2O), e o cloreto de cobalto,CoCl2, pode ser representada pela seguinte equação: 
CoCl2(6H2O)(aq) CoCl2(aq) + 6 H2O(l)
 O cloreto de cobalto hexahidratado possui uma coloração rosa devido a presença das moléculas de água em seu arranjo cristalino. Com o aumento da temperatura ocorre à dissociação da espécie assim liberando água consequentemente deslocando o equilíbrio para a direita alterando assim a coloração da espécie de rosa para azul, coloração decorrente do cloreto de cobalto. O resfriamento resultante após a expiração do ar o equilíbrio é deslocado para a esquerda retornando para a coloração rosa.
Equilíbrio dos íons complexos
 Na solução aquosa de Cloreto de sódio, NaCl, existem os íons Na+ e Cl-, já na solução aquosa de Nitrato de prata, AgNO3, existem os íons Ag+ e NO3-. Ao misturarmos essas soluções, os íons Ag+ do AgNO3 irão reagir com os íons Cl- do NaCl, formando o precipitado AgCl, de coloração branca, podendo ser representada pela equação:
NaCl(aq) +AgNO3(aq)NaNO3(aq) + AgCl(s)
 Ao adicionar o Hidróxido de amônio, NH4OH, no precipitado AgCl, este se dissolve, ocorrendo a formação de um íon complexo, Ag(NH3)2, sendo incolor em solução aquosa, representado pela seguinte equação:
AgCl(s)+ NH4OH(aq) [Ag(NH3)2] Cl-(aq) + 2 H2O(l)
 Após a formação do complexo, foi adicionado à solução de ácido nítrico, HNO3, ocorrendo uma liberação de calor (reação exotérmica), dissociação do complexo e formação do precipitado AgCl, observando que em meio básico o equilíbrio é deslocado para o sentindo de formação do complexo, já em meio ácido o equilíbrio é deslocado para o sentido de formação do precipitado, a reação está representado abaixo:
[Ag(NH3)2] Cl-(s)+ 2HNO3(aq) 2 NH4NO3(aq) +AgCl(s)
 Na reação entre o sulfato de cobre pentahidratado,CuSO4.5H2O, e Hidróxido de sódio, NaOH, ocorreu a formação de um precipitado, e a solução apresentou um coloração azul-turvo, representado pela seguinte equação:
CuSO4.5H2O(s) + 2 NaOH(aq) Cu(OH)2(s) +Na2SO4(aq) +5H2O(l)
 Ao adicionar o hidróxido de amônio, ocorreu uma reação de complexação, resultando em uma solução sem precipitado e com coloração azul anil, a reação é representada pela seguinte equação:
Cu(OH)2(s)+ 4NH4OH(aq) [Cu(NH3)4]+2(aq)
 Conclusão 
Após o término das práticas laboratoriais foram entendidos corretamente os princípios por trás da teoria do equilíbrio químico assim chegando aos resultados esperados com grande eficácia.
 Referências bibliográficas
KOTZ, J.C. Química Geral 2 e Reações Químicas, Cengage Learning, 5ª edição, 2009, São Paulo.
BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
CANTO, E. L. do. TITO. Química na abordagem do cotidiano 2; 2. Ed. – São Paulo: Moderna, 1998. 
BRADY.J. E; HUMISTON.G.E. Química Geral, Livros Técnicos e Científicos, Vol.2,1990, Rio de Janeiro