QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Professor MSc. Pimentel/Tutora (Roseli) 2ª AULA PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
I - OBJETIVOS
a) Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química, b)Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier” II - INTRODUÇÃO
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter-se completado, isto é, todos os reagentes parecem que se transformaram em produtos. Na realidade, as reações químicas são reversíveis. Conseqüentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, consideremos a decomposição térmica do carbonato de cálcio:
Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de CO2, há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com CO2 , e se a pressão deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido em carbonato :
A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2) como processos químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação:
Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo com a reação (1). À medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação (2) começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que se eleva a pressão de CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
O estado de equilíbrio é caracterizado por quatro aspectos importantes. A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico - trata-se de uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas. Isto é, quando o sistema formado por CaCO3 , CaO e CO2 atinge o equilíbrio com relação à reação ( 3 ), dizemos que o CaCO3 continua a ser convertido em CaO e CO2 e que o CO2 e o CaO continuam a formar CaCO3.
A segunda característica do equilíbrio é que o sistema caminha espontaneamente em direção a um estado de equilíbrio. Um sistema desloca-se do equilíbrio somente por uma perturbação externa. Há uma regra geral, denominada principio de Le Chatelier que é utilizada para analisar rapidamente o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos. Segundo este princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio. A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é que a condição
de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima.
A medida da extensão de uma reação química vem dada pelo valor da Constante de Equilíbrio, K.
Para uma reação cuja forma geral é:
a expressão da constante de equilíbrio é dada por :
K = [C]c[D]d / [A]a[C]c ( 4 )
Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações dos produtos da reação, cada uma elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico, na reação química, aparecem no numerador e as concentrações dos reagentes, também elevadas aos seus coeficientes estequiométricos aparecem no denominador. Entretanto a equação (4) só é válida se estivermos tratando com substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedeçam a lei das soluções ideais. Deve-se observar que na expressão da constante de equilíbrio aparecem apenas as concentrações das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução (concentração variável), enquanto que sólidos ou líquidos puros, cujas concentrações são “invariáveis” não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. Também para substâncias no estado gasoso pode-se utilizar a pressão ao invés da concentração uma vez que estas duas variáveis são proporcionais. As expressões das constantes de equilíbrio para as reações:
e
São respectivamente:
K = [CO2]g ou Kp = P(CO2)g e
K = [Zn2 ](aq) [Cu2 ](aq) III - PARTE EXPERIMENTAL
O trabalho experimental desta aula prática pretende mostrar o efeito da variação das concentrações das substâncias participantes da reação e da temperatura sobre o equilíbrio. EXPERIMENTO I
1. Coloque duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) 0,1M em um tubo de ensaio;
2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico [Fe(NO 3 )3] 0,1M; 3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio;
4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a mesma de um tubo para o outro por 3 a 4 vezes;
5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e numere estes tubos;
6. Reserve o tubo (nº 1) que será usado como referência (para comparar a intensidade da coloração)
7. Adicione 3 gotas de solução de tiocianato de potássio ao tubo (nº 2) e observe a coloração. Compare com o tubo padrão (nº 1)
8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo (nº 3) e observe a coloração. Compare com o tubo padrão
9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) 0,1M ao tubo (nº 4). Observe a coloração e compare com o tubo padrão.
10. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO II
1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1M em um tubo de ensaio. 2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2M;
aguarde um pouco e observe o que se forma
3. Com uma espátula adicione um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) sólido ao tubo de ensaio. Observe o que ocorre.
4. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO III
1. Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] 0,25M em um tubo de ensaio; 2. Adicione 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl)
3. Adicione 5 mL de água destilada
4. Aqueça o tubo de ensaio com a mistura, em banho-maria (80 °C) por cerca de 15 minutos e observe o que ocorre.
5. Deixe o tubo de ensaio esfriar e observe o que ocorre.
6. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO IV
1. Coloque 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1M em um tubo de ensaio limpo. Acrescente 2 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1M. Acrescente, gota a gota, nitrato de bário [Ba(NO3)2] 0,1M até perceber alguma alteração. Anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 3.
2. Em outro tubo de ensaio limpo, adicione 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1M. Acrescente 2 gotas de ácido clorídrico 1M e, depois, 10 gotas de nitrato de bário [Ba(NO3)2] 0,1M. Observe o que ocorreu e anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 4.
3. Anote suas observações a respeito das solubilidades relativas do cromato de bário (BaCrO4) e do dicromato de bário (BaCr2O7) de acordo com suas observações nas etapas (1) e (2).
4. Ao tubo de ensaio da etapa (1), acrescente, gota a gota, HCl 1M até notar alguma alteração. Anote suas observações.
5. Ao tubo de ensaio da etapa (2) acrescente, gota a gota, NaOH 1M até notar alguma modificação. Anote suas observações.
Baseando-se em suas observações responda:
1. O que você pode concluir a respeito da reação e da
influência que os íons H(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando-lhe, no lado adequado, o número correto de íons H(aq) e de moléculas H2O.
2. O que você pode concluir a respeito da reação inversa e da influência que os íons hidróxido, OH(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando, no lado adequado, o número correto de íons OH(aq) e de moléculas H2O.
3. A partir do que observou na etapa (6), o que você pode concluir a respeito das concentrações relativas de equilíbrio do íon CrO42(aq)nas soluções 0,1M de K2Cr2O7 e de K2CrO4?
4. Use as equações balanceadas obtidas nas perguntas 1 e 2 para explicar os resultados obtidos nas etapas ( 3 ), (4), e (5).
5. Recorrendo ao princípio de Le Chatelier, resuma os resultados obtidos a respeito do equilíbrio dos íons cromato e dicromato.
1) Represente todas as reações ocorridas nesta prática e explique por que ocorreu a reversibilidade.
2) Como se deve mudar a concentração da substância para deslocar o equilíbrio para direita ou esquerda?
3) O que é constante de equilíbrio?
4) O que ocorrerá com o equilíbrio abaixo quando: I. Se Aumentar a pressão.
II. Se diminuir a temperatura. III. Se injetarmos NH3 no sistema. 5) Considere o equilíbrio abaixo:
I. Quando adicionarmos NaOH no sistema.
II. Quando adicionramos H2SO4 no sistema. III. Quando adicionarmos NaHCO3 no sistema. IV. Quando adicionarmos K2CrO4 no sistema.
6) Por que sólidos presentes no equilíbrio não influenciam no cálculo da constante de equilíbrio (Kc)?
7) Quando em um sistema em equilíbrio é mais aconselhável trabalhar com Kp ou Kc?
8) Mostre exemplos de equilíbrio onde a pressão e a temperatura podem deslocar este equilíbrio.
9) Deduza matematicamente a relação entre Kp e Kc.
10) Dado o equilíbrio abaixo:
a) Para que lado o equilíbrio desloca e qual a cor predominante, quando se adiciona solução de NaOH. b) Para que lado o equilíbrio desloca e qual a cor predominante, quando se adiciona solução de HCl. c) Para que lado o equilíbrio desloca e qual a cor predominante, quando se adiciona solução de NaHCO3.
11) Por que motivo quando o equilíbrio químico é deslocado o valor de Kc não se altera?
12) Considere o equilíbrio químico que se estabelece em um sistema fechado:
Justifique porque a alteração de pressão desloca o equilíbrio.
13) A presença de catalisador em um sistema reversível altera a constante de equilíbrio (Kc)? Justifique:
