Relatorio equlibrio quimico

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INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
FACULDADE DE QUÍMICA 
CURSO DE QUÍMICA BACHARELADO 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL I (QM01002) 
TURMA (2021.3-T01) 
 
 
 
RELATÓRIO CIENTÍFICO SOBRE A AULA 8: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Nota 8,5 
 
ALUNOS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Formatado: Fonte: 16 pt
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cassiane Nascimento de Lima 
Melany Rayana Alves Moraes 
Pedro Henrique Silva de Sousa 
Rafaela de Jesus Araújo nascimento 
 
 
 
 
 
Belém – PA 
 26 de agosto 2021 
 
• INTRODUÇÃO 
• 
O equilíbrio químico pode ser explicado da mesma forma que o equilíbrio das transformações 
físicas, ou seja, admitindo a ocorrência de 2 reações químicas opostas e com a mesma rapidez. 
esse processo é geralmente representado por dupla seta indicando as Reações direta(composição) 
e inversa (decomposição). 
 
- PRINCIPIO DE LE CHATELIER 
 
 
O estado de Equilíbrio Químico ocorre quando a velocidade das reações direta e inversa, se 
igualam e a concentração de reagentes e produtos é constante. Neste ponto, o sistema se encontra 
em equilíbrio dinâmico, pois a quantidade de reagente e produto, permanece inalterada e a reação 
não para. 
O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era também engenheiro químico e 
metalúrgico, e divulgava a relação da química com a indústria. Em 1884, ele enunciou uma 
generalização (sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados) que era 
simples, porém de grande alcance. Ela foi chamada de Princípio de Le Chatelier e pode ser 
descrita assim: 
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar procurando 
diminuir os efeitos desta força.” 
Esse princípio mostra que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um 
novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, 
uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se 
favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou 
para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, 
com formação de reagentes. 
 
• OBJETIVOS 
 
-Observar como o equilíbrio químico das soluções se comporta diante das seguintes perturbações 
-Comparar e explicar os variados estados alcançados das soluções com base no Princípio de Le 
Chatelier. 
 
• MÉTODO EXPERIMENTAL 
 
→ Experimento I 
 
- São necessários quatro tubos de ensaio; no primeiro turno coloque duas gotas de solução de 
tiocianato de potássio (KSCN) e duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe (NO3)3), adicione água 
destilada até quase encher o tubo de ensaio. 
- Dividir esta solução em quatro partes iguais utilizando os três tubos de ensaio restantes (todos 
devem estar numerados); o tubo de número 1 deve ser reservado, pois será usado como referência 
para comparar a intensidade da coloração. 
- No tubo 2 adicione três gotas de solução de tiocianato de potássio, observar e comparar a 
coloração com tubo número 1. 
- No tubo 3 adicione três gotas de solução de nitrato férrico, observar e comparar a coloração com 
tubo número 1. 
- No tubo 4 adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3), observar e comparar a 
coloração com tubo número 1. 
 
 
 
 
 
 
→ Experimento II 
 
Em um tubo de ensaio é adicionado 1ml de solução de cloreto d magnésio (MgCl2) 0,1M, logo após, 
acrescenta-se 1ml de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2M e é visto que a solução fica turva. 
Logo após, é adicionado uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido (NH4Cl) ao tubo de 
 
 
ensaio, e observa-se que a solução de aparência turva se torna límpida após a adição de cloreto 
de amônio sólido. 
 
 
→ Experimento III 
 
-3 tubos de ensaio (para despejar 1 ml da solução) 
-1 conta-gotas (para medir com precisão o volume a ser colocado no tubo) 
-2 becker com água (para ser aquecido e outro para ser resfriado) 
-Um aquecedor 
-1 bacia com gelo 
-1 estante de tubos de ensaio (para guardar os tubos com a solução) 
-1 pinça (para segurar o tubo com segurança), EPI. 
-Descrição: 
Aqueça o tubo número 1, e resfrie o tubo 2 durante alguns minutos, em um becker com água, levar 
o tubo até a instante para compara-los à sua coloração é diferente. Quando atingirem novamente 
a temperatura a coloração já está de acordo com o tubo de ensaio referencial. 
 
• RESULTADOS 
- Reação I 
Se em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de 
um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um 
novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se 
aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo 
mais reagentes. 
Como foi apresentado na aula: 
KSCN + (Fe (NO3)3) +H2O ↔ K(NO3)3 + FeSCN + H2O (Estado físico dos reagentes e produtos?) 
 
- Reação II 
Na primeira reação, ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH) que é mais concentrado que cloreto 
de magnésio (MgCl2), a reação desloca-se no para alcançar o equilíbrio, causando a turbidez 
(formação do hidróxido de magnésio Mg(OH)2). 
 
MgCl2 + NaOH ↔ 2NaCl + Mg(OH)2 (Estado físico dos reagentes e produtos?) 
 
 
Após o acréscimo de cloreto de amônio (NH4Cl), a reação desloca-se para o sentido contrário à 
primeira reação, o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) é dissolvido e o cloreto de magnésio (MgCl2) 
regenerado, assim, tirando a turbidez da solução. 
 
2NaCl + Mg(OH)2 + 2NH4Cl ↔ 2NaCl + MgCl2 + 2NH4OH 
 
 
 
- Reação III 
 
Os químicos encontraram uma maneira esquemática de representar as reações: a equação 
química. Na equação química podemos representar as substâncias que estão sofrendo reação, a 
quantidade de cada uma delas e as substâncias formadas. 
A constante de equilíbrio e a temperatura do sistema: 
Para cada temperatura o sistema existe um valor de Kc e nas reações exotérmicas Kc diminui com 
o aumento da temperatura e aumenta com sua redução. Já nas reações endotérmicas ocorre o 
contrário. 
A variação da temperatura de um sistema que afeta a rapidez da reação direta e da inversa: quanto 
maior temperatura maior rapidez. No entanto, verifica-se que essa variação de temperatura altera 
as concentrações das substâncias presentes. Em altas temperaturas a reação endotérmica é 
favorecida, aumenta a concentração da substância que possui conteúdo de calor, maior entalpia. 
De maneira inversa a reação exotérmica é favorecida em temperaturas baixas. 
Portanto, quando há uma reação endotérmica ocorre a composição e em uma reação exotérmica 
há a decomposição. Onde a variação de entalpia é positiva (exemplo:+57,2 KJ) a reação é 
endotérmica e quando é negativo ( -57,2 KJ) é exotérmica. 
 
Na aula foi apresentada a reação: 
 
CoCl2. 6H2O ↔ Co (H2O) +2 Cl 
 
Logo, quando aquece fica com uma tonalidade violeta (pela evaporação da água) e após o 
resfriamento torna-se vermelho suave (pela umidade), quando ambas atingem a temperatura 
ambiente novamente a coloração se aproxima da referencial por estar em equilíbrio as 
concentrações de água e CoCl2. 
 
• DISCUSSÃO 
 
Segundo R. Feltre equilíbrio químico é o estudo do comportamento e das características de reações 
reversíveis, ou seja, daquelas que apresentam velocidade igual para reações diretas (em que os 
reagentes se transformam em produtos) e inversas (em que os produtos se transformam em 
reagentes). 
 
"Como o equilíbrio é estabelecido? A e B reagem a uma dada velocidade para formar C e D. À 
medida que as quantidades de A e B presentes no sistema reacional diminuem, uma vez que 
estes reagentes são consumidos na reação, a velocidade da reação direta entre A e B também 
diminui. No entanto, a quantidade dos produtos C e D formados gradativamente aumentam com o 
avanço da reação direta e, consequentemente, a velocidade da reação inversa C + D também 
aumenta. Para uma determinada relação entre as quantidades deA, B, C e D, as velocidades das 
duas reações serão exatamente as mesmas e, então, um equilíbrio dinâmico é estabelecido. 
Macroscopicamente, as quantidades de A, B, C e D não variam mais após o equilíbrio químico ter 
sido estabelecido. " 
 
 
 
 
Nessas condições em que se estabelecem o equilíbrio químico, vale frisar o deslocamento de 
equilíbrio, que nas aulas apresentadas foi afetado por reações envolvendo: 
 
Temperatura: (CoCl2.6H2O+ 6H2O ↔ Co (H2O) +2 Cl) 
 
Concentração: KSCN + (Fe (NO3)3) +H2O ↔ K(NO3)3 + FeSCN + H2O 
 
 
 
 
Sob esse viés, o princípio de Le Chatelier consiste em sempre que um equilíbrio for perturbado, ele 
irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação de equilíbrio, de modo 
a reduzir o efeito perturbador, restabelecendo a condição de equilíbrio. Existem três variáveis que 
podem perturbar um equilíbrio: concentração, temperatura e pressão. 
 
-Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado dele. Se 
a concentração aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário. 
Por exemplo, temos o seguinte sistema aquoso em que os íons abaixo estão em equilíbrio químico: 
 2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ↔ 2 Cr2O72-(aq) + 2 H2O(l) 
 
Os íons CrO42- conferem a cor amarela ao sistema, enquanto os íons Cr2O72- conferem a cor 
alaranjada. 
Assim, imagine que adicionemos algumas gotas de limão a esse sistema. Visto que o limão é ácido, 
estaríamos aumentando a concentração dos íons H+(aq). Seguindo o princípio de Le Chatelier, o 
sistema irá, então, deslocar-se no sentido de consumir os íons H+, ou seja, no sentido da reação 
direta (para a direita). Isso provocaria mais produção dos íons Cr2O72- e a solução passaria de 
amarela para o alaranjado. 
 
 
-Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico. Se a 
temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico. Como foi visualizado na 
aula 3, uma vez que o Cloreto de cobalto hexahidratado (COCl2) foi aquecido e tornou-se 
de cor violeta, enquanto que com o outro tubo de ensaio contendo a mesma substância após 
o processo de resfriamento ficou com uma coloração marrom avermelhado. No entanto, 
minutos depois da finalização dos processos de aquecimento e resfriamento as duas 
concentrações voltaram à sua coloração inicial, vermelha; o que comprova 
experimentalmente o princípio de Le Chatelier, o qual afirma o reestabelecimento da 
condição de equilíbrio, mesmo após ter sido "perturbado" pela variação de temperatura. a 
temperatura modifica a constante de equilíbrio (Kc). 
 
-Como exemplo de reações com influência da temperatura: 
Para observar os efeitos da temperatura nos equilíbrios químicos devemos verificar se a reação é 
exotérmica ou endotérmica. Por exemplo a reação de síntese do NH3 é exotérmica e a de 
decomposição é endotérmica, pode ser representada por: 
N2 + 3H2 ↔ 2 NH3 
Por exemplo, pode-se dizer que, geralmente, ocorre uma diminuição da solubilidade de um gás em 
água quando a temperatura aumenta. Em mares e rios os despejos de água quente feitos por 
indústrias provocam a chamada poluição térmica, ou seja, um aumento da temperatura de água. 
Mesmo um aumento relativamente pequeno de temperatura pode provocar grande mortalidade de 
peixes por causa da redução da solubilidade do oxigênio em água, o que o equilíbrio químico. 
 
 
 
 
-Se a pressão aumenta, associando o mol com o volume, temos que o equilíbrio se desloca no 
sentido que apresenta menor volume e se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido 
que apresenta maior volume. 
 
Por exemplo, na reação abaixo, o volume (quantidade de matéria em mol) é maior no reagente. 
 
 
 
 
 
Se a pressão for aumentada, o deslocamento do equilíbrio se dará no sentido do menor volume que 
é para a direita, pois no produto são apenas 2 mols de gás ocupando o volume, enquanto que no 
reagente o número é de 3 mols. Logo, se diminuir a pressão, ocorrerá o contrário do que foi visto 
anteriormente: o deslocamento do equilíbrio será no sentido de maior volume, ocorrendo um 
deslocamento do sentido da reação inversa. Entretanto, no caso de reações em que o volume dos 
reagentes é igual ao volume dos produtos, o equilíbrio químico não sofre deslocamento. 
 
Destarte, 
Aumento da pressão>Provoca contração do volume>O equilíbrio se desloca no sentido de menor 
volume 
 
Diminuição da pressão>Provoca expansão do volume>O equilíbrio se desloca no sentido do maior 
volume 
 
 
Aplicação no cotidiano: 
 
Pressão: Como exemplo pode-se citar uma garrafa de refrigerante, a qual há a 
decomposição/formação do ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em água e dióxido de 
carbono. Esta reação está em equilíbrio, pois a medida em que ocorre a decomposição, também 
ocorre a formação de ácido carbônico. Quando a garrafa é aberta, a pressão interna na garrafa 
diminui de forma que a diminuição da pressão favorece a decomposição do ácido carbônico, 
fazendo que a garrafa libere o gás. 
 
Concentração: Uma das etapas de tratamento da água de piscinas é a adição de “cloro”, etapa 
denominada de cloração. Porém, é interessante notar que, na verdade, nem sempre se adiciona o 
cloro Cl2, mas, na maioria das vezes, é uma solução de hipoclorito de sódio, conhecida como “cloro 
líquido”. Dependendo do objetivo que se pretende, são utilizadas soluções com concentrações 
diferentes. Por exemplo, o “cloro líquido” é usado tanto no tratamento de água como para limpeza. 
Se for na água para a ingestão, a solução de hipoclorito adicionada possui concentração em massa 
de 0,4 mg/L; já em soluções como produto de limpeza, conhecido como água sanitária, a 
concentração fica entre 25 e 50 g/L. 
 
Nas piscinas, adiciona-se o “cloro granulado”, que são grânulos de hipoclorito de cálcio, 
Ca(ClO)­2(s), a 65%, e o “cloro em pastilhas”, que são pastilhas de tricloro-S-triazina-triona 
(CNOCl3), um composto organoclorado. Na maioria dos casos da utilização, quando se adiciona 
“cloro” na água, é com o intuito de destruir ou anular a atividade de micro-organismos patogênicos, 
algas e bactérias, ou seja, desinfecção. 
O cloro líquido ioniza o ânion hipoclorito (ClO1- (aq)), que é desinfetante e bactericida. Além disso, 
eles também reagem com a água formando, o ácido hipocloroso (HClO(aq)), que é 80 vezes mais 
eficiente que o ânion hipoclorito. Com tal adição ocorre o estabelecimento do equilíbrio químico: 
 
HClO(l) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + ClO–(aq) 
 
 
 
• CONCLUSÃO 
 
 
 
. Portanto, conclui-se que levando em consideração os experimentos realizados, foi possível 
evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o princípio de Le Chatelier. Nas reações 
exibidas, a influência da concentração sobre o equilíbrio foi comprovada. Posto que, na solução 
de tiocianato de potássio + nitrato férrico: 
 
I- Adicionando tiocianato de potássio: a coloração fica amarelado 
II- Adicionando nitrato férrico: torna-se alaranjado intenso 
III- Adicionando nitrato de potássio: ficou praticamente incolor 
 
Visto isso, fica nítido a influência que a concentração de diferentes soluções exerce sobre o 
equilíbrio químico, modificando-o. 
 
IV- Em um experimento de 1 mL de cloreto de magnésio + 1 mL de hidróxido de sódio a solução 
torna-se turva, adicionando cloreto de amônio resulta em uma solução límpida, ou seja, o efeito 
perturbador foi reduzido e ocorreu o restabelecimento do equilíbrio químico. 
 
Como já supracitado, a temperatura também exerceu influência sobre o equilíbrio das reações, 
posto que a coloração das soluções 1 e 2 foram modificadas em relação à solução presente no 
tubo de ensaio utilizado como análise padrão. Entretanto, voltaram às suas colarações originais, o 
que evidenciou novamente o princípio de Le Chatelier. 
 
 
• REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
- Feltre, Ricardo. Química. 6ª edição, Volume 2. Físico-Química. São Paulo: Moderna, 2004. p,182 
- https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/principio-le-chatelier.htm 
- Russel, J. B. Química geral. 2ªedição, Volume. 1 São Paulo: Makron Books, 1994. p,500 
- Universidade Federal de Minas Gerais-ICEx- Fundamentos de química analítica. Aula 2 
Equilíbrio químico.Pg 2. Disponível em: 
https://www2.ufjf.br/quimicaead//files/2013/05/FQAnalitica_Aula2.pdf Acesso em: 26 de 
ago. 2021 
- Química volume único; Olímpio Sampaio, Eduardo Silva, Ruth Hashimoto. pg, 472 
- Química; Magno de Macedo, Antônio de Carvalho, pg, 249-255 
- Química na abordagem do cotidiano, volume 2; Francisco Miragaia, Eduardo Canto. 
pg,305-311 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/principio-le-chatelier.htm