Equilibrio Quimico

INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS E TECNOLOGIA - ICET

CURSO DE QUIMICA INDUSTRIAL

EQUILIBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE Le CHATELIER

Relatório apresentado a Universidade Federal do Amazonas - ICET, como requisito parcial da Disciplina de Introdução à Química Industrial ministrada pelo professor Cleuton de Souza no Curso de Química Industrial 2º período.

Itacoatiara - AM

2009

EQUILIBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE Le CHATELIER

OBJETIVO

Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico, demonstrar a versatilidade das reações químicas.

INTRODUÇÃO

Cromatos formam solução amarela e dicromatos alaranjadas. Em solução, entre os íons cromato e dicromato se estabelece o equilíbrio:

Cromatos podem se converter em dicromatos e vice-versa. A extensão em que isto ocorre depende da concentração dos íons H+ presentes.

Esta pode ser aumentada por adição de ácidos, ou diminuída por adição de hidróxidos.

No primeiro caso o equilíbrio é deslocado para a direita e, no segundo, para a esquerda, o que fica evidenciado pela intensificação das cores alaranjada e amarela, respectivamente.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas podem alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual á velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas no sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porem opostas.

As concentrações das substancias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio, K

aA (aq) + bB(aq) cC (aq) + c=dD (aq)

K =

A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio é independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta posição é alterada pela aplicação de forcas externas, que podem ser mudanças de temperatura, de pressão ( se houve reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de um reagente ou produto. O primeiro principio de Lê Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma forca externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda se houver aumento o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substancia em excesso ate que seja retomado um novo equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (k) permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio , ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante.

MATERIAIS E REAGENTES

Tubos de Ensaio

Micro pipeta

Ácido Clorídrico

Solução 0,1 Mol/1 de K2CrO4

Solução 0,1 Mol/l de K2Cr2O7

Solução 1 Mol/l de NaOh

Solução 1Mol/l de HCl

Solução 0.1Mol/l de Ba (NO3)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Esta reação é um processo em duas etapas com o íon hidrogeniocromato, HCrO4-, sendo formado como um intermediário. Porém, é mais conveniente, trabalhamos com a equação global abaixo.

2CrO4(aq) + 2H(aq) Cr2O7(aq) + H2O (L)

Amarelo Laranja

A mudança na posição de equilíbrio neste sistema é observada, visto que o íon cromato é amarelo e o íon dicromato é laranja, o que facilitará a observação de qualquer deslocamento da posição de equilíbrio. Será investigado nesta experiência, o efeito adição ou retirada de íons hidrogênio, na posição do equilíbrio. Além de investigar a reação acima na presença do íon Ba2+, pois os íons dicromato e cromato formam sais:

BaCr2O7 (solúvel) e Ba CrO4 (insolúvel).

• Prepare 4 tubos de ensaio, limpos e numerados.

Nos TUBOS de 1 e 2 adicione 5 gotas da solução de cromato de potássio, K2CrO4, 0,1

Mol/l .

Nos TUBOS de 3 e 4 adicione 5 gotas da solução de dicromato de potássio, K2Cr2O7,

0,1 Mol/l .

Agite continuamente com um bastão de vidro e adicione gota a gota, até que se note

variação de cor em um dos tubos: