07.relatorio- Equilibrio quimico

UNIVERSIDADE ESTADUAL ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA - UESB DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL DOSCENTE: ALCIONE TORRES BRITO

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Rafaella Valete Nunes Paiva

JEQUIÉ-BA NOVEMBRO/2010

INTRODUÇÃO Durante as práticas de químicas, ocorreram diversas reações, em alguns casos, calculamos as quantidades de produtos formadas, supondo que as reações se completavam no sentido em que os reagentes limitantes eram 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 reagente e produto.  A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param variar com o tempo é chamada de equilíbrio químicos. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas antecedem a velocidades iguais: 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. Para que ocorra o equilíbrio, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. No estado de equilíbrio a velocidade a qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reações direta e inversa. Por exemplo para uma reação qualquer do tipo: aA + bB = cC + dD  A velocidade da reação é dada por: V = k.[A]a.[B]b A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida pela divisão da velocidade da reação inversa pela velocidade da reação direta.

Ke= k [Ag+][Cl-] = [Ag+][Cl-] k Características do equilíbrio quimico : •

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No equilíbrio, a velocidade da reação direta (v 1) é a mesma velocidade da reação inversa (v 2). O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.  A impressão externa é de que tudo cessa, mas isso não ocorre. Tanto a reação direta como a inversa permanecem contínuas e sem interrupções, no entanto, com a mesma velocidade. A igualdade das velocidades direta e inversa mantém o equilíbrio químico contínuo.  As concentrações de todas as substâncias presentes permanecem constantes no decorrer do tempo. Qualquer reação reversível tende, naturalmente, ao equilíbrio, pois ao atingir  o equilíbrio o sistema consome menos energia. E assim permanece, a não ser que algum fator externo interfira nessa situação. O equilíbrio químico é obtido apenas nas reações que ocorrem em sistema fechado, onde não há a introdução ou remoção de matéria ou de energia. Macroscopicamente tudo cessa, ou seja, a aparência externa do estado de equilíbrio mostra que tudo parou, no entanto, sabemos que microscopicamente (no plano molecular) ambas as reações continuam ocorrendo, com a mesma velocidade.

O princípio regedor do deslocamento do equilíbrio químico é o Princípio de Le Chatelier: “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.” 

Fatores capazes de deslocar o equilíbrio: 1. Concentração 2. Temperatura 3. Pressão Observação : O catalisador não desloca um equilíbrio químico, pois aumenta igual e

simultaneamente ambas as velocidades v1 e v2, porém faz que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente.

1.

Influência da concentração no equilíbrio químico:

O aumento da concentração de uma substância presente no equilíbrio faz 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. Observações: •

Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, pois a concentração de um sólido em termos de velocidade é considerada constante, porque a reação se dá na superfície do sólido.

•

Substância líquida em excesso não desloca o equilíbrio químico quando alterada a sua concentração, pois a concentração de um líquido em excesso em termos de velocidade é considerada constante, porque o líquido em excesso não é fator limitante da reação.

•

Pulverizando uma substância sólida, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário a pulverização, pois aumenta a superfície de contato, aumenta o número de colisões efetivas e, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação.

•

 Alterando-se a concentração de uma substância presente no equilíbrio, o equilíbrio desloca-se, porém sua constante de equilíbrio permanece inalterada (a constante permanece constante).

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. 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.

OBJETIVO  Identificar  Aplicar

de que maneiras um equilíbrio químico pode ser perturbado.

o princípio de Le Châtelier.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A)

B)

MATERIAIS E REAGENTES 

 Ácido clorídrico concentrado.



 Água destilada.



Béquer.



Pipetas graduadas de 5 mL.



Solução aquosa de cloreto de cobalto



Solução de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1.



Solução de cromato de potássio a 0,1 mol/L.



Solução de dicromato de potássio a 0,1 mol/L



Solução de hidróxido de sódio 1,00 mol.L-1.



Tubos de ensaio.

MÉTODO



Parte 1- Equilíbrio cromato-dicromato.

•

Numerou-se cinco tubos de ensaio: Nos tubos 1 a 3, colocou-se 2,0 mL da solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Aos tubos 4 a 5, adicionou-se 2,0 mL da solução de dicromato de potássio (K 2Cr 2O7) 0,1 mol/L.

•

 Ao tubo 2, adicionou-se 0,5 mL (ou até mudança de cor) da solução de ácido clorídrico 1 mol.L- 1 e agitar. Comparou-se com a coloração do tubo 1.

•

 Ao tubo 3, adicionou-se 0,5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol.L-1 observou-se o resultado, em seguida adicionou-se 1,0 mL de NaOH. Anotouse o ocorrido.

•

 Ao tubo 5, adicionou-se 0,5 mL de solução de NaOH 1 mol.L-1 observou-se o resultado, em seguida adicionou-se 1,0 mL de HCl, anotou-se o ocorrido.



Parte 2 - Equilíbrio de [CoCl 4]2- /[Co(H2O)6].

 A equação correspondente é: [CoCl4]2- + 6H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-,

∆H

< 0.

Nesta parte do experimento foi utilizada uma solução hidro-alcoólica de cloreto de cobalto(II) preparada dissolvendo-se 10 g de CoCl 2 em 500 g de etanol e adicionando-se água até o aparecimento da cor vermelha. •

Colocou-se 2,0 mL da solução vermelha em um tubo de ensaio. Adicionou-se, cuidadosamente, HCl conc. Até que se observou uma variação. Ao mesmo tubo adicionou-se água e observou-se, levando em consideração a diluição efetuada.

•

Em outro tubo de ensaio, aqueceu-se em banho-maria uma nova porção de 2,0 mL da solução vermelha. Observou-se. E em seguida resfriou-se o tubo em água corrente. Observou-se.

RESULTADOS E DISCUSSÃO 

Parte 1- Equilíbrio cromato-dicromato.

 As soluções que foram usadas nessa primeira parte do experimento apresentavam a seguinte coloração: Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 - amarelo Dicromato de potássio (K 2Cr 2O7) 0,1 mol.L-1 laranja Destas soluções, retirou-se cerca de 2 mL de cada uma delas e colocou-se em tubos de ensaio separados, sendo de 1 a 3 cromato de potássio e de 4 a 5 dicromato de potássio. Vale lembrar que cromatos são sais do ácido crômico e dicromatos são sais do ácido dicrômico, respectivamente. Os sais derivados destes ácidos apresentam respectivamente o ânion cromato e dicromato. Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (laranja) (Cr 2O72–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso: 2CrO42- + 2H+ ↔ Cr 2O72- + H2O •

No tubo1, havia somente a solução cromato de potássio sendo esta uma solução de coloração amarela, servindo assim este tudo para comparar a sua coloração com os demais.

•

No tubo2, havia solução de cromato de potássio e quando foi adicionado solução de ácido clorídrico, esta solução tornou-se laranja e foi comparado com a coloração do tubo1. Segundo o princípio de Le Châtelier, após a adição do HCl (íons H +), o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr 2O72–, originando uma solução de coloração laranja e ácida, em outras palavras a concentração de íons provenientes do dicromato (Cr 2O2-7) prevaleceu,e o equilíbrio se deslocou e para

direita a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação formada: K2CrO4 + 2HCl → 2KCl + H2CrO4 •

No tubo3, havia solução de cromato de potássio e foi adicionado ácido clorídrico, tornando uma solução de coloração laranja, e em seguida foi adicionado hidróxido de sódio, não ocorrendo nenhuma alteração, essa não alteração é devido a pouca concentração de hidróxido que foi adicionada, pois o que deveria ter ocorrido seria uma reversão da solução de cromato que antes estava laranja devido a presença de H + e quando adicionado hidróxido de sodio com os íons do OH - , voltaria a sua coloração inicial – amarela, isso porque a reação do H+ com OH- (neutralização) diminui a concentração do participante H + .  Assim, equivale dizer que adicionar uma base (NaOH) estamos retirando H +.

•

No tubo4, havia somente a solução dicromato de potássio, sendo esta uma solução de coloração laranja.

•

No tubo5, havia a solução de dicromato de potássio e em seguida foi adicionado hidróxido de sódio, tornando-se uma solução de coloração amarelo, e em seguida foi adicionado o ácido clorídrico, não ocorrendo nenhuma alteração. De acordo com o princípio de Le Châtelier  a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH -), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO 42–, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E quanto a não alteração com adição do ácido clorídrico, pode ser dizer que ocorreu um erro, pois o mais correto seria a reversão, deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO 42– e apresentavam coloração amarela para o íon Cr 2O72- devido a presença de íons H+

na

dissolução do HCl. Portanto, deveria haver o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr 2O72- e assim as soluções ficaram de coloração laranja.

Equação correspondente ao equilíbrio cromato- dicromato: 2 K2Cr O42- + 2 H3O+ ↔ K2Cr 2O72- + 3 H2O Nesse primeiro experimento o equilíbrio químico foi perturbado devido a variação na concentração de reagentes e produtos, lembrando que o sistema em equilíbrio é um sistema dinâmico, e os processos direto e inverso estão ocorrendo a velocidades iguais, assim o sistema esta em balanço. A alteração das condições do sistema perturba o estado de balanço, quando isso ocorre, o equilíbrio desloca-se ate um novo estado de balanço seja atingido. Enfim, a explicação do experimento realizado está baseada no principio de Le Châtelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente se um sistema químico esta em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.



Parte 2 - Equilíbrio de [CoCl 4]2- /[Co(H2O)6].

Reação do equilíbrio: [CoCl4]2- + 6H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-,

∆H

< 0.

Como pode ser observado na equação acima dessa segunda parte, o equilíbrio foi estabelecido quando no cloreto de cobalto(II) (CoCl 2), foi adicionado ácido clorídrico concentrado. A formação de [Co(H 2O)6]2+ se deu a partir do [CoCl 4]2- , sendo este um processo exotérmico. Como o Co(H 2O) é rosa e CoCl 4

2+

é azul, a

posição desse equilíbrio é rapidamente evidenciada a partir da cor da solução. O segundo procedimento dessa parte se deu a partir de quando o cloreto de cobalto(II) foi aquecido em banho-maria e em seguida resfriado, durante esse procedimento não teve alteração nenhuma, ocorrendo assim um erro. Mas segundo o resumo das pesquisas literárias, o que deveria ter ocorrido é que ao aquecer a solução, ela se tornaria vermelho intenso, indicando que o equilíbrio foi deslocado

para mais cloreto de cobalto e com o resfriamento da solução, leva a uma solução azul, pois indica que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl 4 2+ . Enfim, é notável a dependência desse equilíbrio químico com a temperatura. Teoricamente podemos deduzir as regras para a dependência da constante de equilíbrio com a temperatura aplicando o principio de Le Châtelier. Uma maneira de fazer isso é tratar o calor como se ele fosse um reagente químico. Em uma reação endotérmica podemos considerar o calor como um reagente, enquanto em uma reação exotérmica podemos considerá-lo um produto.

CONCLUSÃO  Através desta prática de equilíbrio químico foi possível identificar as maneiras de como perturbar um determinado equilíbrio, assim com foi aplicado o princípio de Le Châtelier para explicar o fato de que um sistema em equilíbrio sofre diversas variações nas condições externas.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS BROWN, T.L. LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., Química, A Ciência Central (traduzido por Robson Mendes Matos) 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. COMUNITÁRIO,

Projeto

Sorriso.

Atuação

do

flúor.

Disponível

em:

http://www.sorrisocomunitario.com/resposta01.html. Acesso: 29 de novembro de 2010. ESCOLA,

Brasil.

Principio

de

Le

Châtelier.

Disponível

em:

http://www.educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/principio-lechatelier.htm. Acesso: 29 de novembro de 2010. SOQ,

portal

da

química.

Influencia

da

pressão.

Disponível

em:

http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p4.php. Acesso: 28 de novembro de 2010. WEB,

Colégio.

Características

do equilíbrio

químico.

Disponível

em:

http://www.colegioweb.com.br/quimica/caracteristicas-do-equilibrio.html. Acesso: 28 de novembro de 2010. WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Cloreto de cobalto. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_cobalto_%28II%29.

Acesso:

28

de

novembro de 2010. WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Cromato de potássio. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Cromato_de_pot%C3%A1ssio.

Acesso:

28

de

novembro de 2010. WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Dicromato de potássio. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Dicromato_de_pot%C3%A1ssio. novembro de 2010.

Acesso:

28

de

QUESTIONÁRIO 1.  Alguns vegetais, como brócolis, escarola, vagens, etc., quando cozidos, perdem parcialmente a sua coloração verde. A causa da perda de cor devese à seguinte reação: C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H+ (aq) ↔ C55H74O5N4 (aq) + Mg+2(aq) (verde) (incolor) Com base na equação iônica dada, o que seria mais adequado adicionar ao vegetal, durante o cozimento, para não ocorrer uma mudança de cor? Explique. O mais correto seria adicionar o acido acético, pois este se deslocará reagindo e evitando a perda de cor, pois 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. 2.

 A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”. O equilíbrio dessa amina é: C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H+ (aq) (verde)

↔

C55H74O5N4 (aq) + Mg+2 (aq) (incolor)

Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte cheiro de peixe? Explique. O mais indicado seria adicionar uma base, CH 3-NH2, com forte cheiro amoniacal, muito solúvel na água; é obtida comumente de metanol e amônia e usada principalmente em sínteses e assim iria minimizar o forte cheiro. Segundo o principio de Le Châtelier, quando um sistema em equilíbrio sofre alteração na variação, o sistema tende a se deslocar no sentido de minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de equilíbrio.

3. De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em águas potáveis e cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes.

3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 + 2 NaF

↔

3 Ca3(PO4)2.CaF2 + 2 NaOH

Porque o flúor tem como função a remineralização, pois quando este

está presente durante a remineralização, a reposição do cálcio e do fósforo que mantém seus dentes resistentes os minerais depositados são mais duros do que seriam sem o flúor, ajudando a fortalecer seus dentes e a prevenir a dissolução durante a próxima fase de desmineralização.