Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

Equilíbrio Químico

Objetivo:

  • Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos.

  • Reconhecer fatores que influem no equilíbrio químico (Le Chatelier).

  • Determinar uma constante de equilíbrio

  • Objetivo é permiti ao aluno uma visão mais ampla sobre equilíbrio químico.

Introdução:

Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.

Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos que isso ocorra, todas as reações atingem o estado de equilíbrio, embora em alguns casos isto ocorra, todas as reações atingem o estado de equilíbrio, embora em alguns casos isto nem sempre seja evidente. Ás vezes diz que a reação “foi completa”. Mas, rigorosamente falando, não existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível de se medir. Por exemplo, na explosão de uma mistura 2:1 mol de gases H2 e O2, a reação:

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Certamente parece ter reagido totalmente, porque não são detectadas quantidades remanescentes de hidrogênios e oxigênios. Na realidade, na reação se processa rapidamente para um estado de equilíbrio.

2H2(g) 2H2O(g)

No qual permanecem ínfimas quantidades de H2 e O2. Assim, cada vez que você ouvir a expressão “a reação foi completa”, lembre-se de que o equilíbrio foi estabilizado.

Todo equilíbrio é dinâmico. A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no quais reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas.

Conforme o sentido da reação, as mesmas podem ser classificadas em irreversíveis ou

Reversíveis. Nas reações irreversíveis as substâncias que atuam como reagentes se transformam em produtos da reação e entre os mesmos não existe nenhuma afinidade, e a reação não tem retorno, nem um equilíbrio é estabelecido, isto é, não é reversível.

Fatores que influem no equilíbrio:

Às vezes certas circunstâncias indicam que é necessário o conhecimento dos fatores

Que podem influenciar no equilíbrio de uma reação química, a fim de favorecer a formação de mais produtos de interesse.

Equilíbrio químico, sendo dinâmico, é passível de responder às mudanças nas

Condições sob as quais ocorrem as reações.

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.

Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se

Transforma em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação

Inversa aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto.

Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se

Decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem novamente.

Devido ao efeito catalítico, as taxas de ambas as reações no sentido direto e inverso se

Igualam, não tem nenhum efeito na composição da mistura em equilíbrio.

Estas situações são explicadas pelo principio de Le Chatelier, o qual, porém não fornece uma explicação nem tão pouco produz um valor numérico.

Segundo Le Chatelier quando os sistemas de equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar a perturbação.

  • Equilíbrio e temperatura:Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica. A formação da amônia a partir de seus elementos é uma reação exotérmica.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) +92,2 kj

Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (Lei de Van't Hoff).

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H= -92,2 kj

Assim, a reação á direita é exotérmica e a esquerda é endotérmica. A adição de calor a este equilíbrio causa um deslocamento para a esquerda. A reação endotérmica (para a esquerda) consome parte do calor adicionado para produzir mais N2 e H2 a partir de NH3, desta maneira a temperatura aumenta menos do que se poderia esperar. A temperaturas mais alta, as concentrações de equilíbrio de [N2] e [H2] são maiores e a de [NH3] é menor.

Com a diminuição da temperatura há uma inversão de todos os efeitos citados, uma vez que é favorecida a reação exotérmica. É produzido calor que compensa parcialmente aquele retirado do sistema.

  • Equilíbrio e pressão:Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume.Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.

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.

A formação de NH3 através de N2 e H2 diminui o número de moléculas de gás no

recipiente (de 4 para 2 mols) e portanto também diminui a pressão que a mistura exerce, a

composição do equilíbrio vai tender a se deslocar em direção ao produto.

Isto porque o principio de Le Chatelier indica que quando uma pressão é aplicada em

uma reação em equilíbrio, a composição tende a se deslocar na direção que corresponda a um menor número de moléculas na fase gasosa.

Assim sendo, para aumentar a produção de amônia no processo Haber, a síntese deve

ser feita em pressões elevadas. O processo industrial atual usa pressões de 250 atm ou mais.

Outros equilíbrios também respondem igualmente: quando a pressão é aumentada, a

reação em equilíbrio tende a se ajustar para reduzir o número de moléculas na fase gasosa.

  • Equilíbrio e concentração:Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido.Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado.

O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a

concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação

química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da

concentração ou pressão parcial dos reagentes.

Supondo que nós adicionamos hidrogênio a uma mistura em equilíbrio na reação de

síntese de Haber para produção de amônia, cuja reação é:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

De acordo com o principio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a se ajustar para

minimizar o aumento no número de moléculas de hidrogênio. Este ajuste é encontrado quando a

reação produz amônia adicional, com conseqüente diminuição nas concentrações de N2 e H2:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Inversamente, se adicionarmos amônia, o equilíbrio então vai se ajustar para minimizar

o efeito da adição de amônia e então a composição do equilíbrio será deslocada em direção aos

reagentes:

N2(g) + 3 H3(g)  2 NH3(g)

Matérias:

Vidrarias:

  • 1 Bico de busen

  • 3 tubo de ensaio

  • 1 estante para colocar os tubo de ensaio

  • 1 pinça de mateira

  • 1 pisseta

  • 1 pegâmetro

  • 1 espatula

  • 1 pipeta graduada de 5 ml

  • 1 pipetador

  • 1 frasco conta gota

  • 1 erlenmayer

  • 1 espatula

  • 1 funil analítico

  • 1 bequer

  • 1 tela de amianto

  • 1 proveta de 50 ml

  • 1 pipeta paster

  • 1 balança

  • 1 folha de papel de filtro

  • 1 funil de bromo

  • 1 eletrodo de vidro

Reagentes:

  • HCl 1 mol/l

  • Ca(OH)2 1 mol/l

  • K2CrO4 0,1 mol/l

  • Água destilada

Procedimento:

  • Colocar 2 ml K2CrO4 num tubo de ensaio

  • Pingar 1 gota de

  • Pingar 2 gota de

  • Colocar Ca(OH)2 em água

  • Aquecer o Ca(OH)2 com o bico de busen segurando o tupo de ensaio com uma pinça de madeira.

  • Dobrar de forma correta o papel de filtro.

  • Pegar o Ca(OH)2 para ser filtrado num papel de filtro e o funil de bromo.

  • O eletrodo de vidro deve ficar o tempo todo na solução tampão, esse eletro é bem sensível principalmente a parte de baixo aonde esta localizado a membrana.

  • O eletrodo é usado juntamente com o potenciômetro para medir o ph da substância, que no caso é o Ca(OH)2 que foi filtrado.

  • Logo depois de usar o eletrodo ele deve ser lavado com água destilada e enxugado com papel.

Obs: O potenciômetro converte o fluxo de energia em medidor de ph.

Resultado e conclusão:

Logo ao colocar o 2 ml de K2CrO4 no tubo de ensaio foi pingado 1 gota de e ele ficou o amarelo escuro.

Em seguinte foi pingado mais 2 gota de ele ficou ferrugem.

Quando o Ca(OH)2 posto em água ele fica viscoso(leitoso), o solido fica disposto no fundo do recipiente, como a base é fraca ela dissocia muito pouco. Logo em seguida ao ser aquecido pelo bico de busen o Ca(OH)2 de acordo com o aumento da temperatura a solubilidade num é aumenta.

O Ca(OH)2 ao ser filtrado ele dissolveu muito pouco, somente quando o ph for >7 vai ser feita a dissociação da base.

Ao usar o eletrodo de vidro junto com um potenciômetro foi encontrado o pH 12,06 e o pH da água destilada é 7.

Ca(OH)22OH- + Ca2+

pH= 14 – pOH

pOH= 14 – 12

pH= 1,94

[OH-]= -antilog (1,94)

[OH-]= 10-1,94

[OH-]= 1,15 x 10-2 mol/l

1,15 x 10-2 --- 1000

X --- 50 ml

X= 5,15 x 10-4 X = 5,15 x 10-4 2,875 x 10-4 mol/l

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Referências:

Disponível em http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade03.pdf acesso em 27/05/2009.

Disponível em http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade05.pdf acesso em 27/05/2009.

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