RELATÓRIO 8

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ
ÁLVARO HENRIQUE DA SILVA MARIANO-2019014701
Equilíbrio Químico 
ITAJUBÁ
2019
Objetivo
O objetivo do experimento é observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a partir de fatores como variação da temperatura, pressão e concentração dos reagentes.
Introdução
 
 As reações químicas podem ocorrer de diferentes formas, algumas ocorrem completamente, ou seja, todo o reagente é consumido durante o processo se transformando no produto, sendo as reações deste tipo, denominadas irreversíveis. No entanto, há casos em que a reação ocorre simultaneamente nos dois sentidos, o que significa que ao mesmo tempo em que os reagentes se transformam em produto, os produtos se transformam em reagentes. Essas reações são conhecidas como reações reversíveis. Assim, a condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamado de Equilíbrio Químico.[4] 
 O Equilíbrio Químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais a velocidade na qual os produtos são formados. A partir dos reagentes é 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 dinâmico porque a reação não para, mas as velocidades opostas se igualam. [1]
 Portanto, o equilíbrio químico explica diversos fenômenos naturais que ocorrem durante uma reação química. Os fatores determinantes para que haja equilíbrio em uma reação química, é a proporcionalidade de concentração entre reagentes e produtos. [1]
 As reações ocorrem em ambos os sentidos da equação até que em dado momento, elas se contrabalançam e o sistema permanece como se nenhuma reação estivesse ocorrendo, o que significa que os reagentes e os produtos se manterão inalterado, exceto com alguma intervenção, o que se denomina uma reação em estado de equilíbrio. Esse estado é caracterizado pelas velocidades das reações direta e inversa, onde a primeira diminui ao longo do tempo e a outra aumenta, até alcançarem em dado tempo, a mesma velocidade. As reações continuam ocorrendo, entretanto não visíveis a olho nu, pois na mesma medida que se forma produto, está se formando o reagente, tendo assim um equilíbrio dinâmico. [4]
Figura1: velocidades da reação até atingir o equilíbrio
Fonte:FALTRE,2004, p.181
 
 Este experimento é muito usado nas demonstrações de equilíbrio dinâmico entre duas substâncias, no caso, NO2 e N2O4, um gás que se liquefaz a 21ºC e congela a -11ºC. 
 O N2O4 (tetróxido de dinitrogênio) forma uma mistura em equilíbrio por se combinarem entre si, o dióxido de nitrogênio (NO2). Duas diferenças marcantes existem entre essas duas moléculas: N2O4 é incolor, enquanto NO2 é marrom. 
 NO2 é paramagnético (possui um elétron não emparelhado no nitrogênio), mas N2O4 é diamagnético, pois não possui elétrons desemparelhados (os dois elétrons solitários no N formam a ligação N-N no N2O4).
 A conversão entre eles obedece à equação N2O4 ⇌ 2NO2 Quando suficientemente resfriado (como num banho de gelo pilado e sal ou ainda gelo seco (CO2 sólido) e acetona), a ampola é totalmente incolor, correspondendo a N2O4 puro. À medida que a temperatura da ampola se eleva, matizes amareladas aparecem até a ampola adquirir uma tonalidade marrom brilhante à temperatura ambiente, devido ao NO2 formado.[5]
 
 Atkins afirma que o equilíbrio químico se relaciona com equilíbrio físico. O equilíbrio químico depende da termodinâmica das reações químicas, e que as reações não ocorrem por completo, ou seja, elas continuam até que os produtos da reação alcancem o mínimo de energia livre. [2]
	Em 1864, Guldberg e Peter Waage, postularam a lei da ação da massa, onde é expressa a relação entre as concentrações (expressa como pressões parciais para gases [Kp] e concentração em quantidade de matéria para soluções [Kc]), dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação. [1]
 Kp constante de equilíbrio em termos de pressões parciais, é utilizada em compostos gasosos, é semelhante a Kc, é calculada com base em pressões parciais exercidas pelos compostos no equilíbrio, contrário de Kc, que utiliza concentrações molares.
aA(g) + bB(g) ↔ cC(g) + dD(g)
	Onde A e B são reagentes, C e D são os produtos químicos produzidos a partir de uma reação. E a,b,c,d são coeficientes na equação.
	A condição de equilíbrio é expressa pela seguinte equação, quando todos os reagentes e produtos estão todos em uma solução, mas com concentrações em quantidade de matéria.
Keq= [C]c[D]d
 [A]a[B]b
Quando todos os reagentes e produtos estão em fase gasosa, a expressão de equilíbrio é expressa pelo mesmo tipo de equação. [3]
Keq=[PC]c [PD]d
 [PA]a[PB]b
 
MATERIAS UTILIZADOS
Béqueres 250 mL (2);
Banho maria;
Tubos de ensaio (6 de mesmo diâmetro);
Rolha para tubo de ensaio; 
Espátula;
Estante para tubos de ensaio;
Pipeta de Pasteur.
Reagentes 
HNO3 concentrado; 
Cobre metálico (fio);
K2CrO4 0,1 mol.L–1;
K2Cr2O7 0,1 mol.L–1; 
NaOH 0,1 mol.L–1; 
HCl 0,1 mol.L–1; 
Ba(NO3)2 0,5 mol.L–1.
Cu(SO4) 0,2 mol.L-1 
NaCl 
HCl concentrado
Procedimentos
Parte A: efeito de temperatura 
Equilíbrio entre NO2 e N2O4
1. Em um tubo de ensaio, adicionou-se aproximadamente 1,5g de cobre metálico. em seguida, transferiu-se 10 mL de HNO3 concentrado e colocou-se uma rolha de borracha no topo do tubo de ensaio 
2. Mergulhou-se o tubo no Béquer contendo água gelada. Esperou-se algum tempo e observou-se. 
3. Retirou-se o tubo de água gelada e mergulhou-se na água fervendo. E observou-se.
Equilíbrio [Cu(H2O)4]2+ e CuCl4-
1. Preparou-se três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, em uma estante. 
2. Colocou-se 2 mL de solução de sulfato de cobre (II) 0,2 mol/L nos tubos. A solução do tubo 1 serviu como padrão de comparação.
3. Adicionou-se uma ponta de espátula de cloreto de sódio (NaCl) sólido aos tubos 2 e 3. Agitou-se até observar uma mudança pronunciada da cor da solução. A cor das duas soluções deve-se ser idêntica. 
4. Aqueceu-se a solução do tubo 3 cuidadosamente (sem atingir a temperatura de ebulição) no banho-maria e verificou-se a mudança de cor em relação ao tubo 2
5. Deixou-se esfriar o tubo 3 e verificou-se a cor da solução.
Parte B: Efeito da concentração 
Equilíbrio entre CrO42- e Cr2O72-
1. No suporte colocou-se 3 tubos de ensaio e numerou-se de 1 a 3. Nos tubos 1 e 2, colocou-se 2 mL de K2Cr2O7 e no tubo 3 coloque 2 mL de K2CrO4.
2. No tubo 1 adicionou-se 40 gotas (cada gota é aproximadamente 0,05 mL) da solução de NaOH. Comparou-se a cor da solução com a dos outros tubos. Anotou-se a variação observada.
3. Adicionou-se ao mesmo tubo, 40 gotas de HCl. Agitou-se e comparou-se novamente com os outros tubos (Levou-se em consideração a diluição). Anotou-se esta nova variação.
4. No tubo de ensaio contendo o K2CrO4, tubo 3, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2. Agitou-se e observou-se se houve formação de precipitado.
5. Repetiu-se o procedimento do item 4 no tubo de ensaio 2, contendo K2Cr2O7.
Equilíbrio entre [Cu(H2O)4]2+ e CuCl4-
1. Preparou-se cinco tubos de ensaio, numerados de 1 a 5.
2. Colocou-se, em cada tubo, 2 mL de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0,2 mol/L.
3. Dilui-se a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reservou-se para posterior comparação.
4. Adicionou-se, às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico (HCl) concentrado, gota a gota, até não obter-se uma mudanças de cor aparentes (cerca de 10 gotas).
5. Acrescentou-se, ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da solução do tubo 2.
6. Ao tubo 5, adicionou-se ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1-2 gotas).
7. Comparou-se e caracterizou-seas cores das soluções nos cinco tubos.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Parte A
No primeiro procedimento foi adicionado em um tubo de ensaio o cobre metálico mais ácido nítrico, evidenciada na reação a seguir: 
Cu(s) + 4HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
A evidência que a reação aconteceu foi a mudança de coloração da solução que inicialmente era translucida e após a reação, a solução obteve uma coloração azul, foi possível observar também a liberação de um gás marrom. 
O cobre é oxidado e produz ions de Cu2+, já o ácido nítrico é reduzido para dióxido de nitrogênio, um gás marrom, tóxico.
Ao colocar a reação no Béquer contando água gelada, evidencia-se que o gás que inicialmente estava marrom ficou em uma tonalidade fraca, marrom claro, isso ocorre por que o NO2 passa para N2O4 e ao colocar na água quente passa do N2O4 para o NO2
Essa experiência é extremamente perigosa pois envolve o uso de ácido nítrico, produto extremamente corrosivo e do dióxido de nitrogênio, gás tóxico.
Fotografia 1:solução de Cu(s) + 4HNO3(aq) água fria
 
Fonte: autoral
Fotografia 2:solução de Cu(s) + 4HNO3(aq) em água quen
 
Fonte: autoral
No segundo procedimento foi adicionado 2mL de Cu II no tubo 1 para efeito de comparação.
Nos tubos 2 e 3 foi adicionado Cu II mais NaCl agitando até ocorrer a mudança de cor resultando na equação 
[Cu(H2O)4]2+(aq) + 4Cl-(aq) CuCl2- (aq)+ 4H2O(aq)
Soluções aquosas de sais de cobre (II) apresentam coloração azul celeste, característica do íon complexo tetra aquacobre (II).
 Ao acrescentar íons cloretos à solução, a sua tonalidade muda gradualmente para verde, devido à formação do íon complexo tetraclorocuprato (II).
No tubo 3 foi levado ao banho maria. A reação é endotérmica. Observou-se que o aumento da temperatura deslocou o equilíbrio para a direita, conferindo uma coloração amarelada à solução. Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando fornecemos energia a uma reação endotérmica que se encontra em equilíbrio, o sistema deslocará a reação no sentido de formação dos produtos, para consumir a energia fornecida e assim
alcançar um novo estado de equilíbrio.
Fotografia 3: mudança das correr conforme a equação
 
Fonte: autoral
Parte B
 No procedimento três analisava o equilíbrio das soluções através da ionização de compostos em soluções aquosas. Nos tubos de ensaio de número 4 e 5 havia dicromato de potássio, que tem uma coloração laranja, e foi adicionado 40 gotas de NaOH no tubo 4. Após vigorosa agitação a cor da solução contida no tubo 4 ficou numa tonalidade amarela, indicando que a reação havia acontecido. De acordo com a equação abaixo formou-se cromato de sódio que tem, tipicamente, uma cor amarela.
K2Cr2O7(aq) + NaOH(aq) 2Na2CrO4(aq) + 2KOH(aq) + H2O(l) 
Cr2O72-(aq) + 2OH- (aq) 2CrO42-(aq) + H2O(l)
 Como a reação atingiu o equilíbrio existem tanto íons cromato (CrO4-) quanto íons dicromato (Cr2O7-) porém em concentrações diferentes.
 Os íons Ba2+ reagem com os íons cromato formando um precipitado branco no fundo do tubo de ensaio. Já os íons bicromato reagem com os íons Ba2+ que estão presentes na solução de forma aquosa. O tubo de ensaio de número 03 continha K2CrO4, cromato de potássio e Ba(NO3)2, nitrato de bário e houve uma grande formação de precipitado, conforme a equação abaixo:
K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) BaCrO4 (s) + KNO3(aq) 
K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) BaCr2O7(aq)
 A equação atinge o equilíbrio e por isso coexistem na solução os íons cromato (CrO4) e os íons dicromato (Cr2O7). Quando adicionou-se mais nitrato de bário (Ba(NO3) formou-se mais precipitado pois haviam mais íons Ba2+ disponíveis para reagirem com os íons cromato presentes na solução
Fotografia 4: tubos 4,5 e 6 contendo as soluções e no tubo 6 a formação de precipitado
 
 
 Fonte: autoral 4 5 6
 
 No procedimento 4 adicionou-se aos 5 tubos 2mL de CuSO4 observando-se uma coloração de azul celeste, logo após, adicionou-se no tubo 2, 2mL de água destilada diluindo a solução tonando-se um azul mais fraco.
CuSO4(aq) + H2O(l) CuO(aq) +H2SO4(aq)
 
Em seguida adicionou-se no tubo 3 e 4 HCl no CuSO4 tendo uma mudança de cor, do azul celeste para o verde 
CuSO4(aq) + 2HCl(aq) CuCl2(aq) + H2SO4(aq)
No tubo 4 foi adicionado água destilada, gota a gota, até haver mudança se aproximando do tubo 2 passando da cor verde obtendo a mesma cor da solução contida no tubo 2 (azul claro)
E no tubo 5 foi adicionado ácido clorídrico até se aproximar do tubo 1, observou-se que não houve mudança de cor, uma explicação para isso é a baixa concentração de HCl.
CuSO4(aq) + 2HCl(aq) CuCl2 + H2SO4 
Fotografia 5: mudanças de cores dos 5 tubos de acordo com as substâncias adicionadas
Fonte: autoral
Conclusão
Conforme o experimento 8, pode-se comprovar na prática os princípios de Le Chatelier, que determina as formas de obter o equilíbrio químico, seja por influência de temperatura ou pressão como visto no procedimento 1, ou por efeito da concentração como visto no procedimento 2.
No procedimento 1 o equilíbrio é alcançado pela interferência da temperatura e da pressão. Na primeira parte usamos o tubo de ensaio para notar o equilíbrio a partir da temperatura e na segunda parte a seringa para notar a pressão. Vimos que apesar das transformações de cor e volume os gases conseguiam voltar a cor e volume inicial.
Ao contrário do que foi feito no procedimento 1, o procedimento 2 nota-se que o equilíbrio químico pode ser alcançado com adição de substâncias. Como visto no caso do cromato e do dicromato, onde a alteração na concentração de H+, que era responsável para que ocorre-se o equilíbrio químico entre as substâncias. Porém nota-se que mesmo o dicromato se transformando em cromato e vice e versa, ambas substâncias contém resíduos uma da outra. Como também ocorrido no procedimento 1.
Isso prova que no equilíbrio químico não há consumo total dos reagentes. Mesmo que a reação seja reversível ainda haverá resíduos de um dos reagentes envolvidos.
Referencia
[1] T.I. Brown; H.E. LeMay jr; B.E. Busters; J.R. Burdge. Química – A Ciência Central – 9ª. Edição,Editora Pearson, 2005. Cap. 15, pagina 532.
[2] Peter Atkins, Loretta Jones. Princípios de química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – 3ª Edição. Editora Bookman, 2006. Cap. 9,Pagina 425.
[3] Sardella. Química – 5ª Edição. Editora Ática,2003. Cap. 46, pagina 214.
[4] FELTRE, Ricardo. Química Geral 6ª ed. V. 2. São Paulo. Moderna, 2004.
[5] UNKNOWN. Plataforma de química: Equlíbrio químico - NO2-N2O4. São Paulo: Plataforma de Química, 2014. Disponível em: <http://ubiratanpasim.blogspot.com/2014/09/equilibrio-quimico-no2-n2o4.html>. Acesso em: 1 Não é um mês valido! 2015.