Equilíbrio químico, Notas de estudo de Farmácia

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Equilíbrio químico.

Vanessa Iasmim Souza Gonzaga

Jequié-Ba

Abril de 2011

INTRODUÇÃO

Os equilíbrios químicos explicam grande número de fenômenos naturais e tem papéis importantes em muitos processos industriais. Na realidade, muitas reações químicas não se completam, mas, em vez disso aproximam-se de um estado de equilíbrio no qual tanto os reagentes quanto os produtos estão presentes. Assim, depois de certo período de tempo, essas reações parecem “parar” _ as cores param de mudar, os gases param de desprender e assim por diante _ antes que a reação se complete, levando a uma mistura de reagentes e produtos (BROWN, 2005). De acordo com BROWN (2005), a condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. As reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, em alguns casos elas ocorrem de forma completa, ou seja, os reagentes são consumidos durante o processo. Por exemplo, quando queimamos uma folha de papel essa passa a não existir mais, de forma que é impossível recuperar sua forma original. Esse tipo de reação se classifica como irreversível. Em contrapartida, existem as reações reversíveis, onde os produtos podem se converter à forma inicial, elas podem ocorrer em processos químicos e físicos e são identificadas pela seta dupla:

Se você colocar água líquida em um recipiente fechado vai ter uma reação reversível através da equação:

H 2 O (l) H 2 O (v)

As moléculas de água no estado líquido passam para o estado de vapor continuamente, e ao mesmo tempo a água evaporada retorna para o estado inicial (líquido). Quando a velocidade de vaporização se iguala à de condensação, o sistema entra em equilíbrio. As reações de equilíbrio também podem ser classificadas como diretas ou inversas. Nas reações diretas à medida que o tempo passa, os reagentes são consumidos, portanto sua concentração vai diminuindo, acarretando diminuição de v 1. Quando o equilíbrio químico é atingido, os reagentes passam a ficar constantes e, consequentemente, v 1 também passa a ser constante. A reação direta é expressa pela seguinte equação:

uma ação externa, o próprio sistema tende a contrariar a ação que perturbou, a fim de restabelecer a situação de equilíbrio (CANTO, 1998)”. Como diz BROWN (2005), são consideradas três maneiras pelas quais um equilíbrio químico pode ser perturbado:

• Adição ou remoção de um reagente ou produto: O princípio de Le Châtelier afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação.
• Variação da pressão: Se um sistema está em equilíbrio e seu volume é diminuído, ocasionando aumento de sua pressão total, o princípio de Le Châtelier indica que o sistema responderá deslocando sua posição de equilíbrio para reduzir a pressão.
• Variação da temperatura: um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico, que absorve calor, e uma diminuição, no sentido exotérmico, que libera calor. É importante ressaltar que os catalisadores aumentam tanto as velocidades das reações diretas, quanto inversas. Como resultado, um catalisador aumenta a velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura no equilíbrio. O objetivo dessa prática foi identificar experimentalmente de que maneiras um equilíbrio químico pode ser perturbado, aplicando o princípio de Le Châtelier, e demonstrar se as reações são reversíveis ou irreversíveis.

EXPERIMENTAL

1. Materiais e Reagentes

• Tubos de ensaio
• Pipeta
• Proveta
• Béquer
• Pera
• Água destilada
• Conta-gotas
• (^) Espátula
• Solução de cromato de potássio a 0,1mol/L
• Solução de dicromato de potássio a 0,1mol/L
• Solução de ácido clorídrico 1,00 mol/L
• Solução de hidróxido de sódio 1,00mol/L
• Solução de Ba(NO 3 ) 2 1,0 mol/L
• Ácido clorídrico concentrado
• Solução aquosa de cloreto de cobalto

2. Procedimento

2.1 Equilíbrio cromato – dicromato

▲ Numerou-se dez tubos de ensaios. ▲ Nos tubos de 1 a 5, colocou-se 2,0 mL da solução de cromato de potássio (K 2 CrO 4 ) 0,1 mol/L. ▲ Aos tubos de 6 a 10, adicionou-se 2,0 mL de solução de dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ) 0,1 mol/L ▲ Posteriormente ao tubo 2, adicionou-se 0,5 mL (ou até a mudança de cor) de solução de ácido clorídrico 1 mol.L -1^ e agitou-se. Em seguida comparou-se com a coloração do tubo 1. ▲ Ao tubo 3, adicionou-se 0,5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/ L-1^ , observou-se o resultado e em seguida adicionou-se 1,0 mL de NaOH. Anotou-se o ocorrido na reação. ▲ Ao tubo 4, adicionou-se duas gotas de solução de Ba(NO 3 ) 2 (nitrato de bário) 1 mol/L-1^ e observou-se. Obs: A solubilidade do BaCrO 4 é 8,5x10 -11^ mol/L. O BaCr 2 O 7 é solúvel. ▲ (^) Ao tubo 5, adicionou-se uma gota de NaOH 1,0 mol)L e duas gotas de Ba(NO 3 ) 2 1,0 mol/L e observou-se o resultado.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

2.1 Equilíbrio cromato – dicromato As soluções que foram utilizadas na primeira parte do experimento apresentavam a seguinte coloração: cromato de potássio (K 2 CrO 4 ) 0,1 mol.L- amarelo e dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ) 0,1 mol.L -1^ laranja, em solução aquosa. O equilíbrio cromato – dicromato é definido pela equação: 2 K 2 CrO 4 2-^ + 2 H 3 O +^ K 2 Cr 2 O 7 2-^ + 3 H 2 O

O deslocamento no sentido do cromato é amarelo, e no sentido do dicromato é laranja. Quando se adiciona um pouco de ácido com o HCl, a solução aquosa de CrO 4 2-, a cor amarela da solução musa para laranja-avermelhado, devido à formação dos íons CrO 7 2-^. A solução que resulta contém em equilíbrio, os íons CrO 4 -^2 , H+^ e Cr 2 O 7 2-:

2CrO 4 -2^ + 2H+^ Cr 2 O 7 2-^ + H 2 O

A adição de íons H +^ faz deslocar o equilíbrio para a direita, com a formação de íons Cr 2 O 7 -2^ , enquanto que a adição de íons OH -^ faz deslocar o equilíbrio para a esquerda, coma formação de íons CrO 4 2-.

Quando se adicionou 0,5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol.L -1^ ao tubo 2 observou-se que o tubo que possuía coloração amarela passou a adquirir coloração laranja. Posteriormente comparou-se com o tubo 1 que obtinha cromato de potássio puro. Diz-se que o HCl deslocou o equilíbrio para a direita.

K 2 CrO 4 + 2HCl 2KCl + H 2 CrO (^4) Ao adicionar 0,5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L -1^ ao tubo 3, observou-se a coloração laranja e ao adicionar NaOH no mesmo, houver reversão voltando a obter a coloração amarela. Como já descrita anteriormente:

2CrO 4 -2^ + 2H+^ Cr 2 O 7 2-^ + H 2 O

Isso se dar porque ao adicionar o HCl no tubo 3 favoreceu o deslocamento para a direita e o NaOH favoreceu o deslocamento para a esquerda formando-se mais cromato adquirindo a coloração inicial.

K 2 CrO 4 + 2NaOH 2K (OH) + Na 2 CrO (^4)

A presença de hidroxila do NaOH neutraliza a presença de H +^ do HCl. Descreve-se a equação de equilíbrio:

2CrO 4 -2^ + 2H +^ Cr 2 O 7 2-^ + H 2 O + OH -

Ao adicionar duas gotas de solução de Ba(NO 3 ) 2 (nitrato de bário) 1 mol/ L-1^ ao tubo 4 observou-se a formação de precipitado e a translucidez da reação. A solubilidade do BaCrO 4 é 8,5x10 -11^ mol/L, por isso não houve total dissolução.

K 2 CrO 4 + Ba(NO 3 ) 2 KNO 3 + BaCrO (^4)

Ao adicionar duas gotas de nitrato de bário e uma gota de NaOH, houve também a formação de precipitado, porém a solução ficou mais transparente, por conta da adição do NaOH do hidróxido de sódio que é uma base.

Quando adicionou-se 0,5 mL de solução de NaOH ao tubo 7 observou- se que o tubo que possuía coloração laranja passou a adquirir coloração amarela. Posteriormente comparou-se com o tubo 6 que obtinha dicromato de potássio puro. Diz-se que o NaOH deslocou o equilíbrio para a esquerda.

2CrO 4 2-^ + 2H+^ Cr 2 O^7 + H +^ + OH-

Ao adicionar 0,5 mL de solução de NaOH 1 mol/L -1^ ao tubo 8 observou- se que adquiriu coloração amarela e ao adicionar posteriormente 1,0 mL de HCl observou-se que a solução voltou a obter coloração laranja.

K 2 Cr 2 O 7 + 2HCl KCl 2 + H +^ + Cr 2 O (^7)

A reação de equilíbrio é descrita pela seguinte equação:

2CrO 4 2-^ + 2H +^ Cr 2 O 7 2-^ + H 2 O + OH -

Ao adicionar NaOH o equilíbrio desloca pra o sentido do cromato pela adição da base OH-^ de coloração amarela. Ao adicionar HCl o equilíbrio desloca para o sentido do dicromato pela presença hidrogeniônica (H +^ ) retornando a coloração alaranjada.

Ao adicionar duas gotas de solução de Ba(NO 3 ) 2 (nitrato de bário) 1 mol/ L-1^ ao tubo 9 observou-se a formação de precipitado. Descrita pela seguinte equação:

Ba(NO 3 ) 2 + K 2 Cr 2 O 7 BaCr 2 O7(s) + K 2 NO (^) 3(aq)

E definida pela equação de equilíbrio:

BaCr 2 O 7 + H 2 O BaCrO 4 + 2H + CrO 4 2-

Ao adicionar uma gota de HCl 1,0 mol/L ao tubo 10 e posteriormente duas gotas de Ba(NO 3 ) 2 1,0 mol e observou-se que não houve nenhuma modificação.

CONCLUSÃO

O procedimento experimental obteve bons resultados, com base nele foi possível compreender que todos os efeitos produzidos e observados nas transformações anteriores podem ser explicados em termos de um princípio denominado princípio de Le Châtelier, que diz que: “Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação de temperatura, pressão ou concentração de seus componentes, o sistema reagirá de forma contrária à perturbação, tentando amenizá-la o máximo possível”.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

CANTO, E. L. do. TITO. Química na abordagem do cotidiano 2 ; 2. Ed. – São Paulo: Moderna, 1998.

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

ALVES, L. Equilíbrio químico. Disponível em <http://www.profpc.com.br/ Teoria_arrhenius.htm> Acesso em 01/04/