Equilíbrio Quimico

Prévia do material em texto

EQUILÍBRIO QUÍMICO :
Comprovação do princípio de Le Chatelier através do ensaio
com tinturas de iodo
Mateus Monteiro Rodrigues
6 de março de 2015
RESUMO
Este trabalho trata sobre Princípio de Le Chatelier ao estudar o deslocamento do equilíbrio
químico usando solubilidade do iodo em solventes polares e apolares e de reações químicas.
Foram preparadas soluções em equilíbrio químico e adicionados substâncias a estas para que
ocorresse o deslocamento do equilíbrio para um dos lados da reação pela adição de um novo
solvente com afinidade polar com apenas um dos elementos ou que reagissem com apenas um
dos elementos.
PALAVRAS-CHAVE: Equilíbrio químico, princípio de Le Chatelier, iodo.
ABSTRACT
This work deals with about Le Chatelier’s principle to study the displacement of chemical
equilibrium using solubility of iodine in nonpolar and polar solvents and chemical reactions.
Solutions were prepared in chemical equilibrium and added to these substances so that the
equilibrium displacement occurred for one of the sides of the reaction by the addition of a new
solvent with polar affinity with only one of the elements or which react with only one element.
KEYWORDS: Chemical equilibrium, Le Chatelier’s principle, iodine.
2
1 INTRODUÇÃO
Todo o universo gira em torno do equilíbrio. De acordo com a termodinâmica, todos os
sistemas tendem ao equilíbrio. De fato, o equilíbrio é por definição o último estado atingido por
um sistema livre de perturbações; é uma raridade universal. É importante apenas como um
guia de comportamento, isto é, como uma indicação da direção em que caminham os fenômenos
naturais. Seguindo esta ordem também estão as reações químicas.
Determinadas reações químicas, em vez de continuar até que os reagentes acabem e a reação
cesse, são reversíveis, ou seja, ocorrem em dois sentidos simultâneos, em que os reagentes são
transformados em produtos e os produtos são transformados em reagentes ao mesmo tempo.
Se essas reações simultâneas ocorrerem com a mesma taxa de desenvolvimento, isto é, com a
mesma velocidade, temos então um equilíbrio químico.
Esse equilíbrio químico não é estático, mas sim dinâmico. Apesar de macroscopicamente
não ocorrerem alterações e parecer que está estabilizado em certo estado, na realidade as trocas
ou compensações entre as partes do sistema ou entre o sistema e a sua vizinhança continuam
acontecendo microscopicamente. Cada reação reversível possui uma constante de equilíbrio
característica e que depende somente da temperatura. Em 1884 o cientista francês Henri Louis
Le Chatelier enunciou um princípio geral conhecido pelo nome Princípio de fuga ante a força,
ou simplesmente, princípio de Le Chatelier, que defendia a teoria de que quando se exerce
uma ação num sistema em equilíbrio (variação de pressão, temperatura, concentração) este se
desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.
Vemos que o estudo do equilíbrio químico tem uma importância econômica e biológica con-
siderável. Por exemplo, a regulação desse equilíbrio afeta o rendimento dos produtos fabricados
nas indústrias químicas e também afeta o funcionamento do organismo humano e dos animais,
como no sistema-tampão que o sangue apresenta, mantendo o seu pH estável.
2 METODOLOGIA
2.1 MATERIAIS
• Água destilada
• Iodo (I2)
• Iodeto de potássio (KI)
• Tiossulfato de sódio (Na2S2O2)
3
2.2 MÉTODOS
A partir de um levantamento bibliográfico, constatou-se que a reação entre iodo (I2) e iodeto
de potássio (KI) gerando os íons K+ e 3I− em meio aquoso atinge facilmente o equilíbrio
químico, levando-se em consideração esse fato foram preparadas soluções contendo tal sistema
de equilíbrio.
O primeiro procedimento foi a preparação do sistema de equilíbrio, no qual foram coloca-
dos, em um tubo de ensaio, 5mL de água e uma ponta de espátula de iodeto de potássio (KI).
Em outro tubo de ensaio também foram colocados 5mL de água e foi acrescentado um cris-
tal de iodo (I2). Ao final foram anotados os resultados referentes a ocorrência da solubilidade
das substâncias em suas respectivas soluções e a junção das soluções obtidas em único tubo de
ensaio.
O segundo procedimento foi feito para observar o deslocamento do equilíbrio pela variação
nas concentrações dos reagentes, no qual primeiro se dividiu o conteúdo do segundo tubo de
ensaio em três novos tubos, cujo o terceiro foi usado para comparações. Para remover o iodo
(I2) foram adicionados a um dos tubos 3mL de hexano, agitando a solução em seguida. Para
remoção do íon I−2 foi realizado o seguinte processo que consiste em a adicionar ao outo tubo
de ensaio 26 gotas de tiossulfato de sódio (Na2S2O2).
3 RESULTADOS E DISCUSSÕES
A solução de iodeto de potássio (KI) apresentou somente uma fase que teve como principal
característica a total transparência, este fato é um indicio de que houve solubilização da subs-
tância e pode ser constato a veracidade do fato na literatura pois o iodeto de potássio é uma
substância polar assim como água e estas formam um composto iônico de substâncias polares.
A solução de iodo (I2) apresentou somente uma fase de aparência translúcida, ou seja, não era
totalmente transparente, um indício de que houve a solubilização da substância, mas o fato que
também pode ser constato não é verdadeiro, pois o iodo é um sólido molecular pouco solúvel
em água devido à diferença de polaridade, ou seja, o iodo é apolar e a água polar.
Ao adicionar a solução contendo iodeto de potássio à solução de iodo a coloração translucida
desta foi rapidamente modificada até ficar parda que é uma característica do íon I3−, ou seja,
ocorreu a reação imediata entre os elementos e como é sabido a velocidade de uma reação
química pode ser expressa matematicamente através da seguinte expressão conhecida como lei
da velocidade:
aA+bB= cD+dD
4
v1 = k1 [A]
a [B]b
Na qual a e b são os coeficientes estequiométricos e [A] e [B] as respectivas concentrações
de cada elemento, k é uma constante denominada constante de velocidade. Aplicando esse
conceito em casos como o estudado nesse texto onde há o equilíbrio químico obtemos:
aA+bB
 cD+dD
v1 = k1 [A]
a [B]b
v2 = k2 [C]
c [D]d
Em sistema equilibrado as velocidades das reações direta e inversa são iguais e a partir dessa
igualdade encontramos uma constante denominada constate de equilíbrio, esta estabelece uma
relação matemática entre os valores das concentrações das substâncias:
kc =
[A]a [B]b
[C]c [D]d
Essa afirmação levou o químico francês Henri Le Chatelier a enunciar o seguinte princípio:
“-Se uma perturbação é aplicada a um sistema em equilíbrio, o equilíbrio irá se alterar para
reduzir o efeito da perturbação”. Princípio é um enunciado que expressa uma regularidade da
natureza e são enunciados depois de muitas observações.
A primeira observação foi feita ao adicionar, a um primeiro tubo de ensaio, hexano um com-
posto apolar capaz apenas de dissolver o iodo e que não se mistura à água e por ser menos denso
flutua sobre a mesma, ao agitar o conteúdo a fase do hexano ficou lilás, tal cor é característica
do iodo, esse fato mostra que há a presença de um dos reagentes na solução, também pode ser
observado que a cor parda da solução aquosa foi gradualmente perdendo a intensidade, ou seja,
houve uma diminuição da concentração do íon I3− que serve como indício do princípio em
questão pois aconteceu a reação química inversa consumindo o íon para a produção.
A segunda observação foi realizada ao adicionara, a outro tubo de ensaio, tiossulfato de
sódio (Na2S2O2) que é capaz de reagir quimicamente apenas com o íon I3−, após a adição de
exatamente 26 gotas dessa substância à solução verificou-se que a mesma perdeu totalmente
sua coloração parda, mas após alguns instantes a cloração parda foi restituída gradualmente o
que índica houve o consumo do tiossulfato de sódio até cessar a reação com o íon I3− e a partir
desse momento houve consumodos reagentes, iodeto de potássio e iodo, para a produção do
5
íon I3−.
4 CONCLUSÃO
Com a realização do presente experimento, podemos, a partir das várias etapas, colocar
em prática vários conceitos da química como solubilidade, cinética química, reações e é claro
equilíbrio químico.
Ao analisar uma característica qualitativa das substâncias estudadas, no caso a cor, primei-
ramente usou-se a afinidade polar entre o hexano e o iodo, assim constatamos a presença de
iodo na solução sendo ele um reagente e com a sua retirada através de deduções empíricas com
embasamento na teoria verificando-se o consumo dos produtos para a produção dos reagentes,
reação inversa. E em segundo usando a reação entre o tiossulfato de sódio e o íon I3− obser-
vando que essa reação não obedece as leis de equilíbrio portanto ela cessou ao se esgotar seus
reagentes, constatou-se também empiricamente o consumo de reagentes para a produção dos
produtos, assim conclui-se que quando se diminui a concentração de um participante, o equi-
líbrio se desloca na direção de sua formação e para esse caso o Princípio de Le Chatelier foi
demonstrado.
Pensando analogamente é possível concluir o que ocorreria se adicionássemos, de alguma
maneira, um dos participantes o equilíbrio se deslocaria na direção de seu consumo. Tempera-
tura, pressão e outros fatores também perturbam o equilíbrio e a demonstração experimental do
princípio em questão para esses casos é uma ótima sugestão para trabalhos futuros.
REFERÊNCIAS
Peruzzo, Francisco Miragaia, 1947 – Química na abordagem do cotidiano / Francisco
Miragaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto. – 3. ed. – São Paulo: Moderna, 2003.
Equilíbrio termodinâmico. Disponível em:
<www.cienciadosmateriais.org/index.php?acao=exibir&cap=15&top=267>. Acesso
em: 16 fev. 2015.
Equilíbrio Químico. Disponível em:
<http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrio-quimico-.htm>. Acesso em: 16
fev. 2015.