Equilíbrio Químico

Universidade Federal de São João Del Rei

Departamento de Ciências Naturais

Ana Elisa Attademo Furtado

Ana Paula Dias

Mayara Vargas Giarola

Talita Mª Ferreira B. Viana

Wânela Celestino Campos

Equilíbrio Químico

São João Del Rei, MG

05 de novembro de 2007

Introdução

Um dos grandes progressos da História da Química foi a compreensão de que as reações químicas nem sempre se completam, isto é, nem sempre formam uma reação irreversível ,apresentando rendimento 100%, como a reação de combustão, em que toda a quantidade dos reagentes são convertidos em produtos.

Os químicos observam que, em muitos casos, mesmo após tempo suficientemente prolongado para que a reação acabe, ainda restam reagentes no sistema, passando a uma situação em que há reagentes e produtos coexistindo com concentrações invariáveis ao longo tempo, sendo estas reações conhecidas como reversíveis. Tal situação em que a reação aparentemente “parou” de acontecer é denominada equilíbrio químico[1].

Quando uma reação se inicia, as substâncias reagentes se combinam para formar os produtos com certa velocidade. À medida que são consumidas, essa velocidade diminui; porém os produtos começam a se unir, formando novamente os reagentes, em uma taxa que aumenta à medida que as quantias de produto aumentam. Em dado momento, as velocidades da reação direta (reagentes→produtos) e inversa (produtos→reagentes) se igualam. A partir desse instante, o sistema atinge o equilíbrio, um estado no qual não se observa mais nenhuma mudança macroscópica. Porém, no nível molecular ainda estão ocorrendo reações químicas freqüentemente em velocidades rápidas (as espécies reagentes - átomos, moléculas ou íons - ainda estão formando produtos e espécies de produtos estão retornando para os reagentes).

Uma reação química em equilíbrio pode ser perturbada de três maneiras mais comuns: (1) variando-se a temperatura, (2) variando-se a concentração de um reagente ou produto e (3) variando-se o volume (para sistemas que incluem gases). Uma variação de qualquer um dos fatores que determinam as condições de equilíbrio em um sistema fará com que o sistema reaja de modo a minimizar ou contrabalancear o efeito da variação. Essa afirmação é freqüentemente chamada de princípio de Le Châtelier e trata-se de uma maneira resumida de descrever como uma reação tentará ajustar as quantidades de reagentes e produtos até que o equilíbrio seja restabelecido.[2]

Objetivos

Nossa meta é explorar as conseqüências do fato de que as reações químicas são reversíveis, que em um sistema fechado o estado de equilíbrio é por fim atingido entre reagentes e produtos e que forças externas (variação de temperatura, concentração e pressão) são capazes de alterá-lo.

Procedimento experimental

Inicialmente, colocou-se em um béquer água gelada. Em seguida, uma pequena amostra de nitrato de chumbo II (Pb(NO3)2) foi colocada em um tubo de ensaio e aquecida, com cuidado, até que o tubo enchesse de dióxido de nitrogênio (NO2), um gás marrom. O mesmo foi logo tampado com uma rolha.

Após ter atingido a temperatura ambiente, o tubo foi mergulhado no béquer contendo água gelada. Depois de certo tempo, o tubo foi retirado da água gelada e aquecido novamente.

Utilizando uma seringa de injeção, o gás dióxido de nitrogênio foi puxado do tubo de ensaio. Terminada a operação, a extremidade onde se localizava a agulha foi obstruída. O êmbolo foi então apertado de modo a aumentar a pressão e, logo após, liberado, diminuindo assim a pressão no interior da seringa.

Na segunda parte do experimento, foram pipetados em um béquer 50mL de água destilada, 1mL de cloreto de ferro III (FeCl3) e 1mL de tiocianato de potássio (KSCN). Em quatro tubos de ensaio, previamente colocados na estante e numerados, pipetaram-se 3mL da solução preparada no béquer. O primeiro tubo serviu de comparação para os demais.

Ao segundo tubo foram adicionados 2mL de cloreto de ferro III; ao terceiro, 1mL de tiocianato de potássio e, ao último, um pouco (ponta de espátula) de cloreto de potássio (KCl).

Resultados e discussão

A equação que representa o equilíbrio químico ocorrido no interior do tubo de ensaio entre os gases dióxido de nitrogênio (marrom) e tetróxido de dinitrogênio (incolor) é:

(1) 2 NO2 (g) N2O4 (g) ∆Hºreação = -57,2 kJ [2]

Nesse caso, a reação direta é exotérmica. Logo podemos imaginar que o calor é produto da reação. De acordo com o princípio de Le Chatelier, um aumento na temperatura do sistema, mantendo-se a pressão constante, provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor (endotérmica), enquanto que a diminuição provoca um deslocamento no sentido da reação exotérmica.

O resfriamento do tubo removeu parte do calor da reação. Essa remoção foi contrabalanceada pela produção de mais calor por meio da combinação de moléculas de NO2 para formar maior quantidade de N2O4. Assim, o equilíbrio foi deslocado para a direita, no sentido da reação exotérmica. Visualmente, esse deslocamento pôde ser observado pela descoloração do gás marrom.

Ao aquecer a mistura, a reação endotérmica foi favorecida, possibilitando maior