EQUILÍBRIO QUÍMICO, Notas de estudo de Química

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

Bianca Molina de Oliveira

Leandro Leal

Marcos Vinicius Mondech

PRESIDENTE PRUDENTE

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Relatório apresentado a Professora Ana Maria Pires da disciplina de Química Geral Experimental II da turma do 1º ano, do curso noturno de Licenciatura em Química.

UNESP – Faculdade de Ciências e Tecnologia Presidente Prudente – 02/

INTRODUÇÃO

Para elucidar equilíbrio químico devemos entender, primeiramente, as reações reversíveis e como se dá esse processo de reversibilidade. Pensemos, então, em um sistema composto, inicialmente, pelas substâncias A e B. Estas interagem entre si para dar origem a outras duas novas substâncias, C e D. As substâncias C e D são capazes de interagir e voltar à forma de A e B. Neste suposto sistema, temos, então, a coexistência destas quatro substâncias em um ciclo. O que nos indica que esta reação de formação e seu estado reverso nunca cessam. Definimos, assim, uma reação reversível. Podemos atribuir para cada fase desta reação velocidades distintas. Afinal, quando temos alta concentração de substâncias A e B, a velocidade com que ambas se consomem para que haja a formação das substâncias C e D é superior à qual C e D se processam para retornar à forma de A e B. Por outro lado, conforme a concentração de C e D aumenta, a velocidade de retorno à forma de A e B tende a aumentar, causando, por conseqüência, a diminuição da velocidade de formação de C e D. No entanto, essas velocidades não permanecem neste duelo para sempre. Chega um instante em que as concentrações de reagentes e de produtos tornam-se constantes e, uma vez com concentrações constantes, teremos velocidades de formação e retorno iguais. Agora, alcançamos, então, o que vem a ser equilíbrio químico: um sistema, — em que se processa uma reação reversível e em que coexistam as substâncias A, B, C e D — com reagentes e produtos em concentrações constantes para que se tenham velocidades, de formação e sua reversa, iguais, estará em equilíbrio. Deslocamento do Equilíbrio Químico: Um sistema que esteja em equilíbrio tenderá a manter-se assim. Então, quando há alguma interferência no equilíbrio do sistema este se desloca no sentido favorável à neutralização da mesma. O “Princípio da Fuga Ante a Força” (enunciado por Henri Louis Le Chatelier, em 1884) nos diz que: “Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio — variação da pressão, temperatura, concentração — o sistema se desloca no sentido da reação que neutraliza a ação.” Na prática em questão, o deslocamento que será observado é proveniente da alteração na concentração de um dos componentes do sistema. Pelo Princípio de Le Chatelier, pode-se concluir, a respeito da concentração, que:

• Se a concentração de um dos reagentes aumenta, o deslocamento no equilíbrio será para o lado da formação de produtos, ou seja, o reagente em excesso será consumido e transformar- se-á em outra substância, retornando o sistema, assim, ao equilíbrio inicial.
• Se a concentração que sofre alteração é de um dos produtos, a reação se deslocará no sentido inverso ao de formação do mesmo, teremos, então, no sistema, o deslocamento do equilíbrio para o sentido em que se formam os reagentes, até que se estabeleça, novamente, o equilíbrio inicial. De forma indireta estamos dizendo, também, que se a concentração de um dos componentes do sistema diminui o equilíbrio se desloca para suprir a falta do mesmo.

OBJETIVO

Compreensão do conceito de reversibilidade nas reações químicas. Para isso, serão aplicadas substâncias de coloração característica a fim de que se torne possível a percepção visual do deslocamento no sentido da reação.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e Métodos Nesta prática foram utilizados os seguintes materiais:

PARTE I: - Balões volumétricos de 50 e 10 ml para o preparo das soluções de Tiocianato de Potássio – KSCN e Nitrato de Ferro III – Fe(NO3)0 0 1 F 3 ;

• Béquer com capacidade superior a 50 ml para conter o sistema KSCN + Fe(NO3)0 0 1 F 3 dissociados em H (^) 2O.
• 4 tubos de ensaio para dividir a solução do béquer ;
• 2 espátulas de inox para manusear os cristais de KSCN e Na (^) 2HPO (^) 4; PARTE II: - 3 tubos de ensaio para conter a solução de Dicromato de Potássio – K2Cr (^) 2O (^) 7;

PARTE III: - 5 tubos de ensaio para conter a solução de Hidróxido de Amônia – NH (^) 4OH; Em todas as etapas foram utilizados os seguintes materiais:

• Proveta de 25 e 10 ml, para as medidas das soluções e água destilada;
• Pisseta contendo água destilada;
• Pipetas Pasteur para gotejamento das soluções: Fe(NO (^) 3) (^) 3, NH4Cl e Fenolftaleína. Descrição dos reagentes aplicados:

Parte I

Parte II

Parte III

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Parte I A princípio foi-se preparada a solução de KSCN da seguinte maneira:

M= n/ V 0,002 mol/L. 0,05 L= n KSCN n KSCN = 0,0001 mol

n= m/ MM 0,0001 mol. 97,1 g/ mol= m (^) KSCN m (^) KSCN = 0,00971 g obs: se realmente fosse necessário fazer 50 ml dessa solução a 0,002 mol/L, como vimos pelo cálculo, a massa de KSCN necessária seria muito pequena e ficaria difícil obter essa massa mesmo que utilizando a balança analítica. Uma resolução, então, seria trabalhar inicialmente com uma solução 1M e obter 0,002M pelo método das dissoluções. M (^) 1.V1= M2.V (^2) Já a solução de Fe(NO 3) 3 a 0,2 M preparou-se da seguinte maneira:

-Acerto do volume de ácido para 10ml de solução: 1000 mlsolução 40ml (^) HNO 3 conc. X= 0,4ml HNO 3 em 10ml de solução Fe(NO3) (^) 3. 9H2O 10 mlsolução X ml (^) HNO (^3) conc. -Cálculo da massa de Nitrato de Ferro III hidratado: M= n/ V 0,2 mol/L. 0,0096 L= n Fe(NO3)3 n (^) Fe(NO3)3 = 0,00192 mol

N= m/ MM 0,00192 mol. 404 g/mol= m (^) Fe(NO3)3 m (^) Fe(NO3)3 = 0,77568g

Observando os procedimentos experimentais, fez-se possível a coleta dos seguintes resultados: PARTE I: Íons presentes nesta etapa K +^ Potássio Fe +3^ Ferro III – férrico Na +^ Sódio SCN-^ Tiocianato NO 3 -^ Nitrato HPO 4 -2^ Hidrogeno Fosfato Dissódico

Resultados observados com as reações KSCN + Fe(NO (^) 3) 3 Fe(SCN) 3 + KNO 3 Béquer: A solução adquiriu a coloração alaranjado característica do Tiocianato de Ferro III. Não houve formação de precipitado devido à solubilidade deste sal e da segunda substância formada, KNO (^) 3. [KSCN] + Fe(NO (^) 3) 3 Fe(SCN) 3 + KNO 3 Tubo 2: Devido ao fornecimento de KSCN – um dos reagentes iniciais – o equilíbrio da reação deslocou-se no sentido da formação de produtos. A coloração obtida foi um vermelho escuro indicando que havia maior concentração de Fe(SCN) (^3) KSCN + [Fe(NO (^) 3) (^) 3] Fe(SCN) 3 + KNO 3 Tubo 3: Foi fornecido para a solução Nitrato de Ferro III – um reagente inicial. Ainda desta vez o equilíbrio deslocou-se favorável à formação de produtos. O resultado obtido foi a intensificação da coloração inicial, afinal, os íons Fe +3^ inseridos estavam disponíveis para uma reação com SCN-^. Fe(SCN) 3 + KNO 3 + Na (^) 2HPO 4 FePO 4 + NaSCN + K +^ + NO 3 -^ + H+

Tubo 4: Com a adição de Hidrogenofosfato Dissódico a coloração alaranjado deixou gradativamente de ser predominante até desaparecer por completo. A solução adquiriu uma coloração opaca esbranquiçada e após algum tempo houve o aparecimento de um corpo de fundo branco.

PARTE II: Íons presentes nesta etapa

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Livros

MORITA, Tokio e ASSUMPÇÃO, Rosely Maria Viegas Química – Manual de soluções, reagentes e solventes. 2º ed. São Paulo: Ed. Blucher ltda, 1972.

EYRING, Henry Química – Uma Ciência Experimental, Vol. 2. 2º ed. São Paulo: Ed. Edart ltda 1971.

MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química – Um Curso Universitário, 4º ed. São Paulo: Ed. Edgard Blucher ltda, 2002.