UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ CAMPUS ITABIRA

QUI007 – QUÍMICA ANALÍTICA

PROF. DR. EDISON APARECIDO LAURINDO https://sites.google.com/site/profedisonlaurindo/quimica-analitica

AULA 3 – SEMANAS 6 E 7

EQUILÍBRIO QUÍMICO

I FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Numa reação em equilíbrio químico, as concentrações de todas as espécies envolvidas são constantes (todavia, deve-se lembrar que o equilíbrio é dinâmico, isto é, as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade). Em geral, o equilíbrio químico é função da temperatura, já que a maior parte das reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou absorvendo calor (endotérmicas); para algumas reações, o equilíbrio também depende da pressão.

Observe que a composição de um dado equilíbrio pode ser alterada mudando-se as condições em que está o sistema. Assim, é necessário levar em consideração o efeito de alterações na (a) temperatura, (b) pressão e (c) concentração das espécies envolvidas na reação.

De acordo com o princípio de Le Chatelier qualquer alteração em uma (ou mais) das concentrações das espécies envolvidas no sistema, ou na temperatura ou na pressão (no caso de haver reagentes gasosos), provocará uma reação de maneira a restabelecer o equilíbrio. Isso ocorre com a minimização da alteração provocada por meio de deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes (as concentrações dos reagentes aumentam enquanto as dos produtos diminuem) ou dos produtos (as concentrações dos produtos aumentam e as dos reagentes diminuem).

(a) Temperatura

A formação da amônia a partir de seus elementos

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2 NH3(g)

é um processo reversível em que a reação direta é acompanhada por evolução de calor (energia), isto é, uma reação exotérmica. A reação inversa absorve calor, isto é, é uma

reação endotérmica. Se a temperatura de uma mistura de nitrogênio, hidrogênio e amônia em equilíbrio for aumentada, a reação que absorve calor será a favorecida e parte da amônia se decompõe até ser atingida uma nova posição de equilíbrio.

(b) Pressão

Tendo-se os sistemaiodeto de hidrogênio

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os coeficientes estequiométricos das moléculas em cada lado da equação química são iguais e não há mudança de volume quando a reação ocorre. Assim, quando a pressão do sistema é duplicada, o volume total cai à metade, mas os dois lados da equação são igualmente afetados e a composição da mistura no equilíbrio não é afetada. Por outro lado, no sistema amônia, em equilíbrio, representado no item a, ocorre redução de volume quando a amônia se forma, logo um aumento de pressão favorece a formação de amônia. No caso de sistemas em fase líquida, devido à pequena compressibilidade dos líquidos, aumentos moderados de pressão praticamente não alteram o volume e o equilíbrio não é afetado.

(c) Concentração dos reagentes

No sistema em equilíbrio demonstrado em (b), quando se adiciona H2, ao

restaurar novamente o equilíbrio encontra-se mais HI do que originalmente. De acordo com o princípio de Le Chatelier (-Braun), o sistema se altera para remover um pouco do hidrogênio adicionado.

Um equilíbrio químico é importante em análise química porque representa o ponto mais distante até onde uma reação global prosseguirá. O conhecimento desse recurso pode ser bastante útil na preparação de reagentes ou na concepção de um método para obter a quantidade máxima de um produto para medição.

II. OBJETIVO(S)

Os experimentos descritos abaixo têm como objetivos estudar os efeitos de variação da concentração e da temperatura sobre equilíbrios químicos específicos.

III. EXPERIMENTOS

III.1 EFEITO DO ÍON COMUM: EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DA AMÔNIA Neste experimento, o equilíbrio de ionização da amônia é deslocado pela introdução de íon amônio, na forma de bicarbonato de amônio.

Material e reagentes

• Solução amoniacal para limpeza (Vim®, Fort®, Ajax® etc.) OU solução de NH4OH 0,003 mol L-1

• Bicarbonato de amônio (sal amoníaco)

• Béquer de 250 mL

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• Um conta-gotas de 3 mL

• Solução alcoólica de fenolftaleína

Procedimento Experimental

Adicione 10 gotas da solução amoniacal a cerca de 200 mL de água contidos em um béquer (ou copo). A seguir, adicione algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e observe a cor rosa, indicativa de solução básica. Adicione uma pitada de bicarbonato de amônio (sal amoníaco), agite e observe o que ocorre.

III.2 EFEITO DO ÍON COMUM: EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO

Neste experimento, o equilíbrio de ionização do ácido acético (contido no vinagre) é deslocado pela introdução de íon acetato, na forma de acetato de sódio aquoso.

O deslocamento desse equilíbrio, reduzindo a concentração de H3O+(aq)6, será

demonstrado por meio da reação do ácido com bicarbonato de sódio considerando que a velocidade dessa reação depende da concentração de H3O+.

Material e reagentes

• Duas garrafas de vidro de 500 mL (de água mineral) ou balão volumétrico

• Dois balões (bexigas) pequenos (cores diferentes, de preferência)

• Proveta de 100 mL ou seringa descartável de 60 mL

• Vinagre ou solução de ácido acético de 4% a 6%

• Bicarbonato de sódio

• Solução de hidróxido de sódio aproximadamente 1 mol L-1

• Solução de acetato de sódio

Preparo da solução de acetato de sódio (PREPARADA PELO TÉCNICO(A)): preparada pela neutralização de ácido acético (contido no vinagre) com hidróxido de sódio:

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fenolftaleína ao vinagre, neutralize-o adicionando lentamente a solução de hidróxido de sódio. Adicione essa solução até obter uma coloração rosa-clara; então, adicione gotas de vinagre até que essa coloração rosa desapareça. Estará obtida então a solução de acetato de sódio.

Inicialmente, transfira a solução de acetato de sódio para a proveta de 100 mL; a seguir, adicione 10 mL de vinagre (ácido acético) a essa solução e complete o volume para 100 mL, adicionando água [Caso você só disponha da seringa/ proveta, meça os volumes e garanta que o volume final seja de 100 mL]. Transfira essa solução de ácido acético e acetato de sódio de volta para a garrafa.

Coloque 10 mL de vinagre na proveta e, a seguir, acrescente água até obter 100 mL de solução. Transfira essa solução de ácido acético para a outra garrafa. Coloque uma colher (tamanho de café) de bicarbonato de sódio em cada um dos balões (bexigas). Tome cuidado para que as medidas de bicarbonato sejam iguais. A seguir, conecte um balão a cada garrafa, tomando o cuidado de não deixar que o bicarbonato caia nas soluções (Fig. 2A).

Com o auxílio de dois alunos, instrua-os a apertar o pescoço dos balões e colocá-los em posição vertical, de modo a estarem prontos para despejar o bicarbonato nas soluções contidas nas garrafas. A um sinal seu, a adição do bicarbonato deverá ser feita ao mesmo tempo. Observe o que ocorre.

Figura 2A

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Figura 2C

Figura 2: Montagem da demonstração do efeito do íon comum através do equilíbrio de ionização do ácido acético. (A) Antes da adição do bicarbonato de sódio às soluções nas garrafas (vinagre diluído na garrafa da esquerda e vinagre/acetato de sódio diluídos na da direita). (B e C)

III.2 EFEITO DA TEMPERATURA: EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DA AMÔNIA

Neste experimento, o equilíbrio de ionização da amônia (contida em uma solução amoniacal para limpeza) é deslocado pela variação da temperatura.

Material e Reagentes

• Béquer de 250 mL (ou copo de vidro)

• Conta-gotas de 3 mL

• Recipiente com mistura gelo/água

• Solução amoniacal para limpeza (Vim®, Fort®, Ajax® etc.) ou solução de amônia preparada para o experimento 1.

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IV. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

FERREIRA, L. H.; HARTWIG, D. H.; ROCHA-FILHO, R. C. “Algumas experiências simples envolvendo o princípio de Le Chatelier”. Quim. Nova Escola. 5: 28, 1997. MENDHAM, J.; DENNEY, R. C.; BARNES, J. D.; THOMAS, M. VOGEL: análise química quantitativa. Tradução de Júlio Carlos Afonso, Paula Fernandes de Aguiar e Ricardo Bicca de Alencastro. 6 ed. reimpr. Rio de Janeiro: LTC, 2002.