Equilibrio Quimico

Prática: Reações Ilustrativas de Equilíbrio Químico

1. Objetivo:

Estudar o equilíbrio de várias reações, observando o Princípio de Le Chatelier.

2. Introdução:

Tema do principio de Le Chatelier publicado em 1884: “Quando se aplica uma força a um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar para diminuir os efeitos dessa força.”

Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa e as concentrações molares de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa reação.

Os fatores que podem afetar a situação de equilíbrio de um sistema são: concentração, temperatura e pressão.

Observação: A ação de catalisadores apenas acelera a velocidade a que decorre a reação química, não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um catalisador pode assim ser útil numa reação química, afetada pelos fatores anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente, com o mesmo rendimento, mas num menor espaço de tempo aumentando assim a produtividade da reação.

2.1. Influência da concentração no equilíbrio químico:

O aumento da concentração de uma substância presente no equilíbrio faz com que o equilíbrio se desloque no sentido de consumir a substância adicionada, isto é, o equilíbrio se desloca para o lado contrário ao aumento. Já a diminuição de uma substância presente no equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido de repor a substância retirada, isto é, o equilíbrio se desloca para o mesmo lado da diminuição.

2.2. Influência da temperatura no equilíbrio químico.

A temperatura favorece tanto a velocidade da reação endotérmica quanto a velocidade da reação exotérmica, porém favorece muito mais a velocidade da reação endotérmica. Assim, ao aumentarmos a temperatura de um sistema em equilíbrio, o equilíbrio desloca-se no sentido da reação endotérmica porque é a reação mais favorecida com o aumento da temperatura. Já a diminuição da temperatura de um sistema em equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido da reação exotérmica, porque é a reação menos prejudicada com a diminuição da temperatura.

2.3. Influência da pressão no equilíbrio químico.

Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo.

O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão.

3. Procedimento experimental:

Materiais:

 4 pipetas de 5 ml

 4 béqueres de 100ml

 1 pêra

 6 tubos de ensaio

 1 estante para tubos de ensaio

 1 pisete

 Água destilada

Reagentes:

 Solução hidroalcoólica de alaranjado de metila 1%

 Solução hidroalcoólica de fenolftaleína 1%

 Solução de ácido clorídrico (HCl) 6 mol/l

 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 6 mol/l

 Solução de cloreto de bário (BaCl2) 1 mol/l

 Solução de cromato de potássio (K2CrO4) 1 mol/l

Parte I: Estudo do equilíbrio cromato-dicromato

No laboratório, muitas vezes, reações de equilíbrio podem ser estudadas, quanto à predominância de reagentes ou produtos, através da observação de mudanças de cor ou da formação de um precipitado. Por exemplo, os íons cromato (CrO4 -2), em solução aquosa, podem ser convertidos em íons dicromato (CrO7 -2), ou vice-versa, variando-se o pH da solução, pois a extensão em que ocorre a seguinte reação depende da concentração dos íons H+:

2CrO4 -2 (aq) + 2 H+(aq) ↔ Cr2O7 -2(aq) + H2O(aq)

(amarelo) (laranja)

Adicionando ou removendo íons H+, o equilíbrio se desloca para a direita ou para a esquerda, respectivamente, o que pode ser constatado através de mudanças de coloração. A reação abaixo também permite explicar o efeito do pH sobre o equilíbrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons constituintes:

BaCrO4 (s) ↔ Ba+2(aq) + CrO4 -2(aq)

Procedimentos:

1. Adicionou-se a um tubo de ensaio 2 mL de K2CrO4 1 mol.L-1. Acrescentou-se a esta solução 5 gotas de HCL 6 mol.L-1. Agitou-se e foi observada a mudança de cor da solução. Em seguida, foram adicionadas 2 a 3 gotas de solução de NaOH 6 mol.L-1, sob agitação, até ocorrer alteração. Adicionou-se novamente HCl (aproximadamente 10 gotas).

2. Adicionou-se a um tubo de ensaio 2 mL de K2CrO4 1 mol.L-1 e 10 gotas de solução BaCl2 1 mol.L-1. Agitou-se e observou-se a formação de precipitado amarelo e a cor da solução sobrenadante. Adicionou-se a seguir, gota a gota, HCl 6 mol.L-1, sob agitação, e foi observado o resultado. Quando nada mais estava acontecendo, iniciou-se a adição de NaOH 6 mol.L-1 gota a gota para observação.

Resultados das reações:

1. Ao