Equilíbrio Químico - Princípio De Le Châtelier

1. Introdução

Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Pode-se dizer que duas substâncias estão em equilíbrio, quando a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos (BROWN, 2005).

O principio necessário para que exista o equilíbrio químico é a reversibilidade da reação envolvida. Uma reação pode ser considerada reversível quando a reação ocorre tanto no seu sentido direto como no seu sentido inverso. Uma reação direta é aquela que acontece no sentido da produção de produtos, enquanto a reação inversa é aquela que ocorre no sentido da produção de reagentes (ATKINS, 2006).

Durante a prática de reações química calculamos as quantidades de produto formado supondo que as reações se completaram no sentido em que os reagentes limitantes foram todos consumidos. Na realidade, muitas reações não se completam, mas, em vez disso, aproximam-se de um estado de equilíbrio no qual tanto os reagentes quanto os produtos estão presentes. Assim, depois de certo período de tempo, essas reações parecem “parar”. As cores param de mudar; os gases param de desprender, e assim por diante, antes que a reação se complete, levando a uma mistura de reagentes e produto (PAIVA, 2012).

A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada de equilíbrio químico. Este ocorre quando as reações opostas antecedem a velocidade iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes. Para que ocorra o equilíbrio, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. É importante ressaltar que o equilíbrio é uma condição dinâmica e não estática. Porém as concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes, pois no equilíbrio as velocidades das reações diretas e inversas são iguais (PAIVA, 2012).

Ao colocar um produto A, puro, em um recipiente fechado, acontece que à medida que A reage para formar o composto B, a pressão parcial de A diminui, enquanto a pressão parcial de B aumenta. Conforme a pressão de A diminui, a velocidade de reação direta diminui. De forma similar, à medida que a pressão de B aumenta, a velocidade da reação inversa aumenta. E eventualmente a reação atinge um ponto no qual a velocidade de reação direta e inversa é igual. Assim os compostos A e B estão em equilíbrio. O principio regedor do deslocamento do equilíbrio químico é o Princípio de Le Châtelier: “ Quando um sistema em equilíbrio sofre a ação de forças externas, o sistema tende a se deslocar no sentido de minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de equilíbrio” (PAIVA, 2012).

Os fatores capazes de deslocar o equilíbrio são: concentração, temperatura e pressão. Influência da concentração no equilíbrio químico: O aumento da concentração de uma substancia presente no equilíbrio faz com que este 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 com que este desloque no sentido de repor a substância retirada, isto é, o equilíbrio se desloca para o lado da diminuição (PAIVA, 2012).

Influência da temperatura no equilíbrio químico: A temperatura favorece tanto a 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 com que o equilíbrio se desloque no sentido da reação exotérmica, porque é a reação menos prejudicada com a diminuição da temperatura (PAIVA, 2012).

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 Châtelier, 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 (PAIVA, 2012).

2. Objetivo

Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico. Demonstrar a reversibilidade das reações químicas.

3. Procedimentos Experimentais

1. Equilíbrio Fe3+ / SCN-

Medimos 60 mL de água destilada em uma proveta de 100 mL e transferimos para um béquer de 100 mL.

Adicionamos 2 gotas de soluções saturadas de Cloreto Férrico (FeCl3) e Tiocianato de amônio (NH4SCN). Agitamos, observamos e escrevemos a equação da reação.

Numeramos 4 tubos de ensaio de mesmo diâmetro (1, 2, 3, 4).

Dividimos a solução padrão (do item anterior) em quatro partes iguais (5 mL) e transferimos para os quatro tubos de ensaio.

Adicionamos ao tubo 2 pequenas quantidades de cloreto de amônio sólido. Agitamos até homogeneizar. Comparamos com a cor da solução n°1.Adicionamos ao tubo 3 duas gotas de solução saturada de Cloreto Férrico (FeCl3). Agitamos. Comparamos com a cor da solução do tubo 1. Adicionamos ao tubo 4 duas gotas de solução saturada de Tiocianato de amônio (NH4SCN). Agitamos. Comparamos com a cor da solução do tubo 1.

2. Equilíbrio CrO42- / Cr2O72-

Numeramos 6 tubos de ensaio (1, 2, 3, 4, 5, 6).

Colocamos cerca de 1 mL de solução de Cromato de Potássio (CrO42-) nos tubos 4,5,6 e Dicromato de Potássio (Cr2O72-) nos tubos 1,2,3. Adicionamos 5 gotas de Acido Clorídrico (HCl) nos tubos 1,4, e 5 gotas de Hidróxido de Sódio (NaOH) nos tubos 2,6 para analisarmos como seria a coloração, já nos tubos 3,5 não adicionamos nenhuma outra substância pois, utilizamos como