O EQUILÍBRIO QUÍMICO

INTRODUÇÃO

Henry Louis Le Chatelier enunciou o seguinte princípio: “Quando modificamos a temperatura, a pressão ou a concentração de algum componente sobre o sistema, este desloca no sentido de anular essa alteração introduzida”. Com base neste princípio realizamos o estudo da cinética e equilíbrio químico de reações. Quando caracterizamos um sistema em equilíbrio suas propriedades macroscópica não variam, o equilíbrio é dinâmico (as reações direta e inversa ocorrer ininterruptamente). As velocidades e concentrações atingidas no equilíbrio são constantes, cujo processo ocorre espontaneamente, em busca do menor estado de energia possível.

De acordo com Douglas A. Skoog, a posição final de um equilíbrio químico é independente do caminho para atingi-lo (Fundamentos da Química Analítica, p.203). Algumas reações químicas apresentam catalisadores, cuja função é diminuir a energia de ativação do sistema, tornando a reação mais rápida para ambos os sentidos, portanto não desloca o equilíbrio químico, nem é consumido durante a reação, ou seja, não sofre alteração em sua composição química ou quantitativa, porém pode ter sua natureza física alterada. Esta substância pode ser adicionada há reação ou ser um produto intermediário da mesma, sendo homogêneo ou heterogêneo ao sistema.

O Princípio de Le Chatelier ou funga ante força, descreve os fatores externos que podem alterar o sistema em análise, e como esta alteração é percebida. A concentração (mol/L) ao ser aumentada em um dos lados da equação desloca o equilíbrio no sentido de ser consumida; ao aumentarmos a concentração de reagentes o equilíbrio desloca-se para a formação dos produtos (direta). A temperatura altera a reação de acordo com a entalpia padrão fornecida (∆𝐻) se a entalpia for positiva, a reação direta é endotérmica, consequentemente a inversa será exotérmica. Se aumentar a temperatura de uma reação endotérmica, pelo princípio de Le Chatelier o equilíbrio se deslocará no sentido de diminuir a temperatura, para isso desloca-se no sentido endotérmico, cuja reação será de consumir calor e reduzir a temperatura do sistema.

Ao trabalharmos com gases, a pressão influencia, alterando o volume do sistema. O aumento da pressão sobre reagentes gasosos faz com que o volume diminua e, com isso, a concentração aumente, aumentando a frequência de choques favoráveis. O aumento da pressão favorece aqueles participantes que ocupam um volume total menor.

OBJETIVOS

• Perturbar o equilíbrio de soluções diversas;
• Verificar características exotérmicas ou endotérmicas de uma solução;
• Realizar um procedimento para transformar um meio básico em meio ácido;
• Analisar a reatividade de um metal em meio ácido.

1. MATERIAIS

• Proveta de 25mL
• 8 Tubos de ensaio
• Cloreto férrico
• Tiocianato de amônio
• Cloreto de amônio
• Hidróxido de amônio
• Fenolftaleína
• Gelo
• Vinagre
• Carbonato de sódio
• 1 Béquer 50mL
• Kitassato
• Rolha
• Dicromato de potássio
• Cromato de potássio
• Ácido clorídrico

2. PROCEDIMENTOS

Em uma proveta com capacidade de 25mL adicionou-se 0,5mL de cloreto férrico e 3mL de tiocianato de amônio, após adicionar as soluções completou-se a proveta com água destilada. Dividiu-se esta solução em quatro tubos, sendo que apenas um não foi alterado para fazer a comparação. Adicionou-se 15 gotas de cloreto férrico ao tubo dois, no tubo três adicionou-se 30 gotas de NH4SCN e no tubo quatro gotas de cloreto de amônio. Comparou-se os tubos com o inalterado.

Em dois tubos de ensaio adicionou-se 5mL de hidróxido de amônio, uma gota de indicador fenolftaleína e agitou. Ao tubo dois adicionou-se 70 gotas de NH4Cl e agitou, após esse processo comparou-se os tubos. Na segunda etapa, colocou-se o tubo um em banho Maria observando sua reação. Após retirar o tubo um do banho Maria esperou-se o tubo esfriar colocando-o respectivamente em um banho de gelo. Comparou-se o tubo um para os dois tratamentos térmicos

Colocou-se em um béquer que continha aproximadamente 50mL de água duas gotas de indicador fenolftaleína e 2 gotas de carbonato de sódio, até que a solução ficou rosa. Colocou-se em um Kitassato 50mL de vinagre e encaixou uma das extremidades de uma mangueira em um tubo de vidro e a outra extremidade na saída lateral do Kitassato. Colocou-se meia espátula de NaHCO3 no Kitassato e o fechou com uma rolha. Colocou-se a extremidade da mangueira com o tubo no béquer que continha a solução de NaHCO3.

Em um tubo de ensaio colocou-se 1mL de dicromato de potássio e em outro béquer colocou-se 1mL de cromato de potássio e adicionou-se algumas gotas de ácido clorídrico em cada um dos tubos.

3. RESULTADOS E DISCUSSÕES

3.1 Parte A

Utilizou-se como base a seguinte reação:

[pic 1]

Ao preparar a solução de cloreto férrico, tiocianato de amônio e água observou-se uma solução com uma coloração escura, próximo do marrom, separou-se a mesma em 4 tubos distintos. Adicionou-se o FeCl3 no tubo 2, e então foi possível observar uma coloração ainda mais escura. Quando adicionamos o FeCl3 estamos perturbando o equilíbrio do lado dos reagentes, forçando a formação de produtos.

No tubo 3 adicionou-se Tiocianato de amônio (NH4SCN) que é um reagente que forçará a formação de mais produtos para estabelecer o equilíbrio. Pode-se observar uma coloração ainda mais escura do que a do tubo 2, indicando o deslocamento para os produtos ainda maior que o do tubo 2.

        No tubo 4, adicionou-se cloreto de amônio (NH4Cl) não houve reação, pelo fato do cloreto de amônio não estar nem nos reagentes nem nos produtos, então não pode-se observar diferença na reação.

[pic 2]

Figura 1 – Resultados parte A