Equilíbrio Químico

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1-Introdução As reações não vão até o fim. Elas continuam até que a composição da mistura de reação corresponda ao mínimo de energia livre. Essa composição é descrita por uma constante de equilíbrio característica da reação que depende da temperatura (1). 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 nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que a reação "foi completada". Mas, rigorosamente falando, não existem reações que consumam todosos 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 (2). O equilíbrio é um estágio de reação química em que não existe mais tendência a mudar a composição da mistura de reação, isto é, as concentrações ou pressões parciais dos reagentes e produtos. Como os equilíbrios físicos, todos os equilíbrios químicos são dinâmicos, com a reação direta e inversa ocorrendo com a mesma velocidade. Um impacto do equilíbrio químico na biologia é a homeostase. Trata-se de um mecanismo semelhante ao equilíbrio químico que permite que os organismos vivos mantenham os processos biológicos em nível constante (1). 1.1-Reações no Equilíbrio Quando uma reação atinge o equilíbrio, as velocidades no sentido da formação de produtos e no sentido da volta aos reagentes são iguais e, a composição da mistura de reação é constante.Os critérios que identificam um equilíbrio químico são: se a reação direta e a reação inversa estão ocorrendo e se as mesmas estão ocorrendo na mesma velocidade (1). 1.1.1- Extensão das Reações Concentrações ou pressões parciais de produtos aparecem no numerador de K, e as concentrações ou pressões parciais dos reagentes aparecem no denominador. Se K for grande, os produtos serão favorecidos no equilíbrio. Se K é pequeno, os reagentes são favorecidos. Caso Q = K a reação esta em equilíbrio e não apresenta tendência a mudar em nenhuma direção (1). 1.2-Lei da Ação das Massas Sabe-se que a constante de equilíbrio (K), é característica da composição da mistura de reação no equilíbrio numa dada temperatura.A lei de ação das massas resume tal resultado. Ela estabelece que, no equilíbrio, a composição da mistura da reação pode ser expressa em termos de uma constante de equilíbrio e que, para qualquer reação entre gases que podem ser tratados como ideais, com cada pressão parcial elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico da equação química balanceada da reação: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) Assim, a constante de equilíbrio será: K= (pC)c. (pD)d / (pA)a. (pB)b (1). A expressão da lei da ação das massas pode ter qualquer valor (exceto um valor negativo), porque depende da extensão da reação (2). 1.3- Tipos de Equilíbrios Os equilíbrios em que todos os reagentes e produtos estão na mesma fase são chamados de equilíbrios homogêneos. Ex: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g). Os equilíbrios em sistemas com mais de uma fase são chamados de equilíbrios heterogêneos. Ex: CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) (1). 1.4-Resposta do Equilíbrio às mudanças de condições Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem às mudanças das condições em que as reações ocorrem. Segundo Le Chatelier, quando uma perturbação exterior é aplicada e um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. Após a adição de um reagente a uma mistura em equilíbrio, a reação tende a formar produtos. Se um reagente for removido, forma-se mais reagente. Após a adição de um produto, a reação tende a formar reagentes. Se o produto for removido, forma-se mais produto. A compreensão de uma mistura de reação e equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da pressão pela introdução de um gás inerte não afeta a composição em equilíbrio. O aumento da temperatura de uma reação exotérmica favorece a formação de reagentes. O aumento da temperatura de uma reação endotérmica favorece a formação de produtos (1). Então há três fatores principais que interferem no deslocamento de equilíbrio. Temperatura Num sistema em equilíbrio, a pressão constante o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor. Aumento da temperatura: reação endotérmica favorecida. Diminuição da temperatura: reação exotérmica favorecida. Pressão Em um sistema em equilíbrio, à temperatura constante, o aumento da pressão provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que se realiza com contração de volume-te, e a diminuição da pressão provoca o deslocamento no sentido da reação que se realiza com expansão de volume. Aumento da pressão: reação com contração de volume favorecida. Diminuição da pressão: reação com expansão de volume favorecida. Concentração Em um sistema em equilíbrio, a temperatura e pressão constantes, o aumento da quantidade de qualquer participante favorece a reação que transforma (consome) esse participante, e a diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante. Aumento da concentração do participante: reação que consome o participante favorecido. Diminuição da concentração do participante: reação que forma o participante favorecido. (3) 1.4- Catalisadores Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido durante a reação. Não afeta a composição de equilíbrio de uma mistura de reação (1). 1.5- Deslocamento de equilíbrio Considerando um sistema em equilíbrio, estabelecido com as espécies químicas A, B e C. A+B C No equilíbrio as velocidades v1 v2 são iguais e as concentrações das espécies A, B e C são constantes, se por algum motivo houver alteração em uma das velocidades, haverá em consequência modificação nas concentrações de A, B e C. Essa alteração em uma das velocidades provoca o que chamamos de deslocamento do equilíbrio, que sempre será no sentido da maior velocidade. Equilibro inicial A+B(v1,v2 )C Deslocamento para a direita A+B (v1)C(aumentou) Deslocamento para a esquerda A+B( v2)C (aumentou) Porem, devemos notar que após certo tempo o sistema volta a uma situação de equilíbrio em que as velocidades das reações são novamente iguais e as concentrações novamente constantes, porem com valores diferentes daqueles do equilíbrio inicial (4). 2-OBJETIVOS Realizar e observar os efeitos do equilíbrio químico sobre alguns compostos. 3- MATERIAIS UTILIZADOS - Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Pipetas graduadas de 10 mL - Espátula - Proveta de 50 mL - Cromato de potássio (K2CrO4) a 1% - Dicromato de potássio (K2Cr2O7) a 0,5% - Cloreto férrico (FeCI3) a 0,05% - Hidróxido de sódio (NaOH) a 0,5% - Ácido Clorídrico (HCI) a 5% - Cloreto de amônio sólido (NH4CI) - Tiocianato de Amônio (NH4SCN) 0,005 mol/L 4-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Utilizou-se quatro tubos de ensaio. Primeiramente numerou os mesmo de 1 a 4. Em uma proveta adicionou-se 2 ml de FeCl3(aq)+ 2 ml de NH4SCN(aq) Fe(SCN)3(aq)+ 3 NH4Cl, também foi adicionado 36 ml de água, mas devido a erros experimentais adicionou-se 37 ml de água. Então dividiu-se aproximadamente 10 ml dessa solução nos quatro tubos numerados. No tubo número 1 foi adicionado 3 ml de FeCl3. No tubo número 2 adicionou-se NH4SCN(sólido). No tubo número 3 adicionou-se NH4SCN(sólido) E o tubo número 4 utilizou-se como referência. A segunda etapa para o experimento também utilizou-se quatro tubos de ensaio, posteriormente numerados de 1 a 4. Adicionou-se 2 ml de HCl no tubo 1. No tubo número 1 e 2 adicionou-se 2 ml de K2CrO4, tendo o tubo número 2 como referência. Adicionou-se algumas gotas de NaOH no tubo 3. No tubo 3 e 4 adicionou-se 2 ml de K2Cr2O7, tendo o tubo número 4 como referência. A reação padrão para a observação do deslocamento é a seguinte: Cr2O72- + H2O 2 CrO42- + H+. 5- RESULTADOS E DISCUSSÃO OBTIDA Na primeira etapa do experimento, resultou-se as seguintes anotações: No tubo 1 com a adição de 3 ml de FeCl3 o equilíbrio não sofreu alteração, ou seja, não se deslocou, devida a concentração estar abaixo do equilíbrio. Deveria notar-se uma coloração mais escura, pois a concentração de FeCl3 estaria alta. No tubo 2 com a adição NH4SCN(sólido) notou-se o deslocamento do equilíbrio para a direita, pois houve um aumento da concentração de NH4SCN e devido a substancia estar no estado sólido sua concentração é ainda maior, havendo assim o deslocamento do equilíbrio, deixando a solução com a coloração mais escura que a solução padrão(tubo4). No tubo 3 adicionou-se NH4Cl(sólido), notou-se uma reação endotérmica, ou seja, a absorção de calor. A solução ficou mais clara que a solução padrão(tubo4). Na segunda etapa do experimento, foram observados os seguintes resultados: No tubo 1 com a adição de HCl, notou-se o deslocamento do equilíbrio para o lado oposto(esquerda), pois houve um aumento da concentração de H+, observando então uma solução laranjada, diferentemente da solução padrão(tubo2) que é amarelada. No tubo 3 adicionou-se algumas gotas de NaOH, que reagiu com o H+ produzindo H2O, diminuindo a concentração, fazendo com que o equilíbrio fique do mesmo lado(direito), obtendo assim uma solução com a coloração amarelada, diferente da solução padrão laranjada. 6- CONCLUSÕES Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos, numa reação química, se mantém constante ao longo do tempo. São dinâmicos, com a reação direta e inversa ocorrendo numa mesma velocidade. Num dado equilíbrio, diversos fatores (temperatura, pressão e concentração) quando presentes no sistema, podem alterar o mesmo, fazendo com que a reação se desloque de forma direta ou indireta, favorecendo um dos lados. Verificou-se perceptivelmente que as soluções tendem a adquirir equilíbrio através do processo de reversibilidade. Deste modo os efeitos produzidos e observados nas transformações podem ser explicados pelo princípio de Le Chatelier. Nesta prática, este princípio aplicou-se ao sistema em equilíbrio com a finalidade de se prever a maneira pela qual o sistema respondeu a uma perturbação, ou seja, a adição ou a remoção de reagentes. Por fim, num sistema em equilíbrio o aumento da quantidade de qualquer participante favorece a reação que transforma (que consome) esse participante, e a diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante. 7- REFERÊNCIAS 1-ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3°ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. p.425-452. 2-RUSSEL, J.B. Química Geral Vol.1 – Tradução de Darllen Guimarães. 2°ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. cap.14. p.72-104. 3-EQUILÍBRIOS QUÍMICOS http://www2.ufpa.br/quimdist/Livros/M%D3D.%20III%20DEF_fisico_quinmica/M%F3dulo%20III%20Unidade%203%20conte%FAdo.pdf. Acesso em:04 ago.2014 4-O QUE É EQUÍLIBRIO MOLECULAR. Disponível em:http://www.colegioweb.com.br/trabalhos-escolares/quimica/equilibrio-molecular-ii/o-que-e-equlibrio-molecular.html. Acesso em:04 ago.2014 UNIVERSIDADE ESTADUAL DE PONTA GROSSA SETOR DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DEPARTAMENTO DE BIOLOGIA DAYANE DE ALMEIDA KIMBERLY SILVA RAMOS LILIANE APARECIDA MÜLLER PALOMA NATHANE DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO PONTA GROSSA 2014 DAYANE DE ALMEIDA KIMBERLY SILVA RAMOS LILIANE APARECIDA MÜLLER PALOMA NATHANE DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO Trabalho apresentado para avaliação parcial da Disciplina de Química Experimental, no curso de Licenciatura em Ciências Biológicas.Prof. Elayne Cristina Trabalho apresentado para avaliação parcial da Disciplina de Química Experimental, no curso de Licenciatura em Ciências Biológicas. Prof. Elayne Cristina PONTA GROSSA 2014