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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC
Disciplina: Química Geral Experimental – QEX0002
Prática 09 – Princípios de Equilíbrio Químico
1. Introdução
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma
determinada reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo
químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803.
Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em
produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de
combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário
ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há
também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produtos é formada, estes tornam a
dar origem aos reagentes; essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico
restringe-se às reações reversíveis.
1.1 Reações reversíveis
Apesar das concentrações dos reagentes e dos produtos serem constantes no equilíbrio químico
de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo, que é reversível, continuam ocorrendo, ambos
na mesma velocidade. Dessa forma, as reações direta e inversa se anulam, o que justifica o fato das
concentrações do(s) produto(s) e do(s) reagente(s) serem constantes no equilíbrio químico, apesar da
reação nunca ser interrompida.
Considere o processo Haber para a síntese da amônia onde gás nitrogênio reage com gás
hidrogênio na presença de ósmio metálico como catalisador:
No princípio a reação produz amônia rapidamente, mas com o passar do tempo à produção da
mesma parece parar. O gráfico presente na Figura 1a ilustra este comportamento.
Figura 1. Variação das concentrações de reagentes e produtos no processo de síntese (a) e decomposição
(b) da amônia segundo o processo Haber.
Por outro lado (Figura 1b), ao considerarmos uma amostra de amônia pura em determinadas
condições de temperatura e pressão confinadas em um reator, após certo tempo é possível detectar a
presença de gás nitrogênio e gás hidrogênio misturado ao composto inicial. Isto é um indicativo que
houve a decomposição da amônia. A reação química abaixo descreve este processo:
Desta forma, quando a velocidade de formação e decomposição da amônia é a mesma, diz-se que
o sistema reacional atingiu o equilíbrio uma vez que temos um processo reversível. Neste caso o processo
global pode ser descrito pela equação química abaixo:
1.2 Constante de equilíbrio em termos de concentrações molares
Considere a reação química em equilíbrio a seguir onde os reagentes A e B dão origem aos
produtos C e D:
Neste caso, é possível afirmar que a velocidade de consumo dos reagentes (sentido direto da reação) pode
ser expressa pela equação v1 = k1[A][B] (1), enquanto a velocidade de decomposição dos produtos
(sentido inverso da reação) pode ser expressa pela equação (2): v2 = k2[A][B].
Uma vez que no equilíbrio, as velocidades dos sentidos direto e inverso das reações são idênticas
é possível igualar estas equações de velocidade: k1[A][B] = k2[A][B]. Reorganizando, obtém-se a seguinte
expressão:
𝑘1 [𝐶][𝐷]
=
𝑘2 [𝐴][𝐵]
Considerando que k1 e k2 são valores constantes, concluímos que o quociente entre os mesmos
k1/k2 também será uma constante. Este quociente é representado por Kc, ou constante de equilíbrio
químico em termos de concentrações molares. Já os valores [A], [B], [C] e [D] representam as
concentrações molares das respectivas substâncias envolvidas na reação química em questão. Portanto:
𝐾𝑐 =
[𝐶][𝐷]
[𝐴][𝐵]
Generalizando a expressão de Kc para uma reação química mais complexa:
Temos a seguinte expressão geral da constante de equilíbrio:
𝐾𝑐 =
𝑋 𝑥 𝑌𝑦 𝑍 𝑧 …
𝐴𝑎 𝐵𝑏 𝐶 𝑐 …
Em que Kc é a constante de equilíbrio em termos de concentrações molares. Esta equação genérica ilustra
então a chamada Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage para o equilíbrio químico em
questão.
1.2 Deslocamento do equilíbrio químico
Partindo do pressuposto que, em uma reação química em equilíbrio, as velocidades direta e
inversa da mesma são iguais, um novo conceito vem à tona: A perturbação do equilíbrio químico neste
referido sistema, ou seja, a velocidade de formação de reagentes ou produtos é privilegiada de alguma
forma.
Quando a velocidade da reação direta aumenta, é dito que o equilíbrio químico está deslocado
para a direita ou no sentido dos produtos (equação “a”); De forma contrária, quando dizemos que a
velocidade da reação inversa aumenta, é dito que o equilíbrio químico está deslocado para a esquerda, ou
seja, no sentido de formação dos reagentes (equação “b”) abaixo:
O fenômeno de perturbação do equilíbrio é sempre passageiro, pois, após uma perturbação do
mesmo, um novo equilíbrio tende a se estabelecer. O princípio geral que trata dos deslocamentos dos
estados de equilíbrio químico é o chamado Princípio de Le Chatelier, cujo enunciado diz:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se
desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado e procurando atingir
um novo estado de equilíbrio.”
São fatores típicos que influenciam equilíbrios químicos: concentração dos reagentes e produtos,
pressão total do sistema (para reações envolvendo gases) e a temperatura.
1.2.1 Variação das concentrações dos reagentes e produtos
Considere a reação química reversível descrita abaixo e a Tabela 1 que resume alguns dados
experimentais em que diferentes estequiometrias testadas para a reação em questão, juntamente com os
rendimentos obtidos:
Tabela 1. Dados experimentais relativos à reação de esterificação acima em diferentes estequiometrias.
CH3COOH (mols)
CH3CH2OH (mols)
CH3COOCH2CH3 (rendimento %)
1
1
66,6
2
1
84,5
4
1
88,6
50
1
99,5
Com base neste estudo é possível observar que a adição de uma substância desloca o equilíbrio
químico no sentido de consumi-la, isto é, no sentido oposto da substância adicionada. Por outro lado, a
retirada de uma substância desloca o equilíbrio químico no sentido que irá repô-la, isto é, no mesmo
sentido da substância retirada.
1.2.2 Variação da pressão total sobre o sistema
Vamos considerar novamente o processo Haber para a síntese da amônia, já descrito
anteriormente:
De acordo com equação química descrita na página anterior, é possível notar que durante o curso
da reação há uma contração no volume total da mesma, pois nos reagentes temos 4 mols enquanto que
nos produtos temos apenas 2 mols. Em outras palavras, há uma redução de 50 % do volume total neste
processo. Tomando alguns dados experimentais para o processo (Tabela 2) uma nítida tendência pode ser
observada.
Tabela 2. Dados experimentais relativos à reação de síntese da amônia à temperatura constante (450 oC).
Pressão (atm)
NH3 formado (%)
10
2,04
100
16,4
300
35,6
1000
69,4
Desta forma, como o aumento de pressão à temperatura constante favorece a redução do volume,
o sentido direto da reação de síntese da amônia também é favorecido. Generalizando,
o
aumento
da
pressão em um sistema em equilíbrio favorece o sentido de menor volume, enquanto a diminuição da
mesma favorece o sentido de maior volume.
Caso durante uma reação não haja variação global do volume a alteração da pressão total
também não influenciará o mesmo.
1.2.3 Variação da temperatura
O processo Haber para a síntese da amônia é do tipo exotérmico em seu sentido direto, já para o
processo inverso (decomposição da amônia) temos um processo endotérmico.
A Tabela 3 a seguir ilustra o comportamento do rendimento de produção de amônia em função da
variação de temperatura durante o processo:
Tabela 3. Dados relativos ao rendimento de produção de amônia em função da temperatura.
Temperatura (K)
NH3 formado (%)
200
82,1
300
51,4
400
25,2
500
8,75
Neste caso, é possível notar que o aumento da temperatura provoca uma queda no rendimento da
reação em questão uma vez que este aumento favorece o sentido inverso em que a mesma é endotérmica.
Generalizando, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio químico no sentido endotérmico enquanto
sua diminuição favorece o sentido exotérmico. Neste experimento testaremos o princípio de Le Chatelier
frente ao sistema iônico cromato/dicromato em equilíbrio.
2. Objetivos
Estudar o princípio de Le Chatelier através da avaliação a perturbação do equilíbrio químico em
diferentes reações através de fatores externos tais como a alteração da concentração de reagentes e
produtos.
3. Pré-laboratório
a)
Defina reações químicas reversíveis e irreversíveis.
b) Em que condição uma determinada reação química pode ser considerada em equilíbrio?
c)
Dadas as seguintes reações químicas em equilíbrio, faça o balanceamento e aplique o princípio
da Lei de ação das massas fornecendo a expressão algébrica da constante de equilíbrio em
termos de concentração molar (Kc).
d) Considere a reação de decomposição do pentacloreto de fósforo em tricloreto de fósforo e gás
cloro. Este processo absorve 39,5 kcal mol -1 quando ocorre no sentido direto de reação.
Considerando que este processo está em equilíbrio indique para onde este será deslocado (no
sentido dos produtos ou reagentes) supondo as seguintes perturbações: (i) Aumento da pressão;
(b) Decréscimo da temperatura; (c) acréscimo de cloro. Obs.: Suponha todas as substâncias na
fase gasosa.
4. Materiais e Métodos
4.1 Materiais e reagentes
Materiais e reagentes
09 Tubos de ensaio
Pipetas
HCl 1,0 mol L-1
Ba(NO3)2 0,1 mol L-1
Recipiente para descarte
K2Cr2O7 0,1 mol L-1
K2CrO4 0,1 mol L-1
NaOH 1,0 mol L-1
4.2 Procedimento Experimental
Atenção! Sais de cromo hexavalente são significativamente tóxicos e devem ser manuseados com
cuidado e responsabilidade. Após a prática, descartar os resíduos no recipiente indicado pelo
professor.
Parte 1. Equilíbrio dos íons cromato e dicromato em meio aquoso
1. Coloque 20 gotas de cromato de potássio em um tubo de ensaio, e 20 gotas de dicromato de potássio
em outro tubo. Anote a cor de cada solução. Estes tubos servem apenas para demonstrar a coloração das
soluções.
2. Em outros dois tubos de ensaio coloque 10 gotas de K 2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente, uma solução
em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor
em um deles. Anote as cores neste momento. Guarde essas soluções para a etapa 5.
3. Repita o procedimento anterior e desta vez acrescente HCl gota a gota, alternadamente em cada um dos
tubos até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a etapa 4.
4. Acrescente gota a gota, NaOH a um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor. Anote a cor final.
5. Em um dos tubos da etapa 2 acrescente gota a gota, HCl até a mudança de cor. Anote a cor final.
Parte 2. Equilíbrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons.
1. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e acrescente, gota a gota, nitrato de bário até
perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3.
2. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K2Cr2O7. Acrescente 2 gotas de HCl e depois 10 gotas de
Ba(NO3)2. Anote se houve mudança de cor e/ou formação de precipitado. Guarde esse tubo de ensaio
para o item 4.
3. Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl até notar alguma alteração. Anote o que
observou.
4. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH até notar alguma modificação.
5. Em outro tubo de ensaio coloque 20 gotas de K 2CrO4 e em outro tubo 20 gotas de K2Cr2O7. Acrescente
algumas gotas de Ba(NO3)2 a cada um dos tubos.
Ao terminar, descarte o conteúdo dos tubos de ensaio nos recipientes indicados para os resíduos. Faça
uma pré-lavagem ainda no béquer de descarte e depois então, lave-os e deixe-os virados com a boca para
baixo.
5. Resultados e Questionário
Com base nas observações feitas, anote a cor observada em cada tubo de ensaio e escreva as reações
químicas em equilíbrio envolvidas.
Parte 1
Tubo
Cor observada
Reação química envolvida
Cor observada
Reação química envolvida
1
2
3
4
5
Parte 2
Tubo
Formação de ppt.
1
2
3
4
5