Equilíbrio Químico

1- Objetivo

O experimento tem como objetivo a análise do equilíbrio de uma reação química.

2- Resumo

Nessa prática focaremos o equilíbrio químico de uma reação. Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e se ela não estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio.

É necessário analisar a cor, a liberação ou absorção de energia e se há formação de precipitados.

3- Introdução Teórica

Le Chatelier foi um químico francês que enunciou o principio que leva seu nome. O princípio de Le Chatelier diz que quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio (variação de pressão, temperatura, concentração), o sistema se desloca no sentido da reação que neutraliza esta ação [1].

Concentração: Quando se aumenta a concentração de uma substância, o equilíbrio reage se deslocando no sentido que essa substância e inverso a isso se houver diminuição de tal substância [1].

Pressão: Uma alteração de pressão só afeta equilíbrio de gases. Quando uma pressão aumenta, a reação é levada a equilibrar isto e aliviar a pressão.

Temperatura: Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria destes equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios são, portanto sempre fornecidas em uma determinada temperatura, normalmente a 25oC.

Se uma reação é exotérmica, então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de composto porque o calor gerado na reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica (consome calor), calor deve ser fornecido para deslocar em direção ao produto.

Quanto maior a energia de ativação de uma reação química, mais sensível é a sua taxa às variações de temperatura.

Constante de Equilibrio: A constante de equilíbrio é um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto no momento em que ocorre o equilíbrio. Onde Kc representa o valor das constantes de equilíbrio em uma temperatura determinada, em função da concentração da espécies em mol L -1 ou [ ] mol L-1 . Em caso da ocorrência da reação em fase gasosa, a constante é comumente expressa Kp, em função das pressões parciais das espécies presentes no equilíbrio. Exemplo: Reação onde as espécies apresentam-se em fase gasosa no equilíbrio: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g).

Tense a fórmula genérica a abaixo:

aA + bB  cC + dD [1]

[2]

4- Procedimento experimental

- Materiais utilizados:

• Tubos de ensaio

• Estante para tubos de ensaio

• Espátula

• Água destilada (H2O)

• Tiocianato de potássio (KSCN)

• Cloreto