O EQUILÍBRIO QUÍMICO

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LUCAS PEREIRA REINALDO

ADRIANA PEQUENO MARÇAL

EQUILÍBRIO QUÍMICO

RELATÓRIO

NILÓPOLIS

2022

I – INTRODUÇÃO

Durante o estudo das reações químicas é notório que todas estas tentem a alcançar o equilíbrio químico, que é obtido após determinada quantidade de reações na direção reagentes → produtos ou na direção produtos → reagentes. Porém o equilíbrio químico em sistemas com temperatura e pressão constantes se caracteriza pelo sistema apresentar “as reações direta e inversa ocorrendo simultaneamente, mas os reagentes e os produtos estão sendo consumidos e recuperados com a mesma velocidade” (ATKINS, 2001), isto significa dizer que a reação se torna reversível e a sua velocidade de reação se torna constante.

Para um sistema homogêneo, cuja a equação da reação está demonstrada abaixo, a expressão da constante de equilíbrio é dada seguinte maneira:

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 e [pic 3][pic 4]

No equilíbrio, v1 = v2. Logo:

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Kc é a constante de equilíbrio, sendo expressa em mol.L-1. Quanto maior é o seu valor, maior a concentração dos produtos, ou seja, a reação tende a ocorrer mais no sentido direto. O mesmo vale para o raciocínio contrário, quanto menor Kc, maior a tendência da reação ir em direção à formação dos reagentes.

Um sistema em equilíbrio químico pode ser alterado por alguns fatores, tais como: variação de temperatura, concentração dos reagentes, volume, etc. O Princípio de Le Chatelier diz que “Quando um sistema em equilíbrio sofre uma variação de algum fator que interfira em seu equilíbrio, o sistema irá reagir, deslocando o equilíbrio de modo a atenuar ou contrabalancear o efeito da variação” (BROWN, 2005).

        Nos dias atuais existem diversos exemplos de aplicações práticas para este conceito no cotidiano das pessoas. Um destes são as lentes fotocromáticas, essas lentes são compostas por cristais que combinam halogênios (cloro, bromo ou idodo) com a prata, estes haletos de prata são transparentes e sensíveis a luz ultravioleta e ao entrar em contato com a luz solar, a prata metálica é formada e a lente escurece. Este é um exemplo também de deslocamento de equilíbrio ao causar uma perturbação ao meio.

        O conhecimento sobre as reações em equilíbrio é essencialmente importante para a química, pois com isto é possível controlar o rendimento de uma reação e entender como a posição de equilíbrio é afetada por condições como temperatura e pressão, tornando possível assim a criação de tecnologias como as lentes fotocromáticas mencionadas acima.

No presente relatório são apresentadas práticas em laboratórios químicos que permitem ao aluno visualizar o deslocamento de sistemas em equilíbrio químico e a aplicação do Princípio de Le Chatelier.

        

II – OBJETIVO

Estudar equilíbrios químicos, verificando experimentalmente o Princípio de Le Chatelier.

III – METODOLOGIA

3.1 - Influência da temperatura no equilíbrio dióxido de nitrogênio – tetróxido de dinitrogênio

Inicialmente, foi realizado o preparo de dois béqueres de 250mL. No primeiro, foram adicionados cerca de 100mL de água. Em seguida, colocou-se a água para aquecer até próximo da ebulição com o bico de Bunsen. O segundo foi usado como um banho de gelo. Foram separados três tubos de ensaio com tampas rosqueáveis e em cada um deles, foi adicionada uma pequena quantidade de cobre metálico. Na capela, e com cuidado no manuseio, foi adicionado a cada um dos tubos, 2,0mL de ácido nítrico concentrado. Após a formação do gás, todos os tubos foram tampados. Um dos tubos foi colocado na água quente, o outro no banho de gelo e um foi deixado à temperatura ambiente para efeito de comparação. Observou-se a variação da cor do gás para cada temperatura onde o tubo foi submetido.

3.2 – Equilíbrio cromato-dicromato

Foram numerados dois tubos de ensaio e adicionados a cada um deles os seguintes reagentes:

Tubo 1	1,0mL de solução aquosa de K2CrO4 0,1M
Tubo 2	1,0mL de solução aquosa de K2Cr2O7 0,1M

Ao tubo 1, foi adicionado, gota a gota, solução de HCl 1,0M até que se observasse a mudança de coloração da solução. O mesmo procedimento foi realizado com o tubo 2, porém com a adição de NaOH no lugar do HCl.

Após isso, foi adicionado ao tubo 1, NaOH 1,0M, gota a gota, até que se observasse uma nova mudança de coloração. O mesmo foi feito com o tubo 2, mas dessa vez, adicionando HCl 1,0M, gota a gota.

3.3 – Equilíbrio hexaaquocobalto (II) – tetraclorocobalto (II)

Foram separados 9 tubos de ensaio, e para todos, foi realizado o mesmo procedimento. Foi adicionado 1,0mL de solução aquosa de CoCl2 0,1M em cada um dos tubos. Na capela, e com cuidado no manuseio, foi adicionado HCl concentrado, gota a gota, até que se obtivesse uma solução com cor violeta. Um dos tubos foi reservado como padrão de cor. Os demais foram numerados, e foram realizados os procedimentos descritos na tabela abaixo, agitando todos eles cuidadosamente por aproximadamente um minuto.

Tubo de ensaio	Procedimento
1	Foram adicionadas 5 gotas de solução de KCl 0,1M.
2	Foram adicionadas 5 gotas de solução de KCl 0,1M e, posteriormente, 5 gotas de H2SO4.
3	Foram adicionados alguns cristais de KCl sólido.
4	Foram adicionados alguns cristais de KCl sólido, e posteriormente, 2 gotas de H2SO4.
5	Foram adicionadas 5 gotas de HCl concentrado.
6	Foram adicionadas 2 gotas de solução de AgNO3 0,1M.
7	Foram adicionadas 10 gotas de água destilada.
8	O tubo foi esfriado em banho de gelo até que se observasse alguma mudança de cor. Após, o tubo foi aquecido no bico de Bunsen até que se observasse outra mudança de cor.