O Equilíbrio Químico

UNIVIX – FACULDADE BRASILEIRA – UNIDADE DE VITÓRIA

FÍSICO-QUÍMICA

EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Farmácia – 2° período matutino

Relatório de Aula Prática

VITÓRIA, 20 DE NOVEMBRO DE 2003

UNIVIX – FACULDADE BRASILEIRA – UNIDADE DE VITÓRIA

EQUILÍBRIO QUÍMICO

OBJETIVO:

• Comprovar o princípio de Lê Chatelier;
• Avaliar a influência da concentração na constante de equilíbrio.

INTRODUÇÃO:

Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que uma reação química foi "completada", mas rigorosamente falando, não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir.

Considere a seguinte reação: CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)[pic 1]

Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 estão contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO e H2O) aumentam. (Todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1).

Considerando que a reação se inicia no instante t0, as concentrações dos reagentes diminuíram e as dos produtos aumentaram. Veja, pelo gráfico, que as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reação até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se tornam menores com o passar do tempo. No tempo t0 somente pode ocorrer a reação no sentido da formação dos produtos: A + B C + D (reação direta). Entretanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, de se regenerar os reagentes: C + D A + B (reação inversa). A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos.[pic 2][pic 3]

Finalmente, em t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em velocidades iguais:

CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)[pic 4]

A constante de equilíbrio

              Considere a seguinte reação genérica: aA + bB cC + dD. Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V1 e V2, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são:[pic 5]

V1 = K1 [A]a [B]b
V2 = K2 [C]c [D]d

K1 e K2 são as constantes de velocidade, também chamadas constantes cinéticas, das reações direta e inversa, respectivamente. No equilíbrio dinâmico, temos que V1 = V2, ou seja: K1 [A]a [B]b = K2 [C]c [D]d. Desta relação, resulta que:

[pic 6]

Ke é a constante de equilíbrio, e seu valor só é constante a uma temperatura determinada. Variando-se a temperatura, o valor da constante se altera. A partir do valor de Ke, pode-se ter uma idéia do rendimento de uma reação: um valor grande de Ke indica um alto rendimento, já que, pela definição, Ke é a relação entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes; logo, quanto maior o valor de Ke maior deverá ser o valor do numerador (produtos) em relação ao denominador (reagentes). Isto signififca que a quantidade dos produtos formada no final da reação (equilíbrio) é superior à de reagentes remanescentes.

MATERIAIS:

Vidrarias:

• Tubos de ensaio;
• Béquer;
• Pipetas;
• Proveta;

Reagentes:

• Solução de KSCN 0,002 mol/L;
• Solução de Nitrato Férrico 0,2 mol/L;
• KSCN (s);
• HCl 3,0 mol/L;
• NaOH 2,0 mol/L
• Solução de Cromato de Potássio 0,5 mol/L.

Diversos:

• Pisseta;
• Conta-gotas;
• Estante para tubo de ensaio;

PROCEDIMETO:

Parte 1 – Deslocamento do equilíbrio cromato ↔ dicromato:

Coloca-se 5ml de solução de cromato, com auxílio de uma pipeta, em um tubo de ensaio.

Acrescenta-se, lentamente, solução de HCl com um conta-gotas e observa-se.

Acrescenta-se, lentamente, solução de NaOH com um conta-gotas e observa-se.

Parte 2 – Deslocamento de equilíbrio para a reação entre Fe 3+ e SCN - :

Coloca-se, em béquer, 25ml de KSCN 0,002 mol/L e 25ml de água deionizada com auxílio de uma proveta.