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- (^) Introdução
Quando a concentração de todos os reagentes e produtos, em um sistema fechado, não variam mais com o tempo diz-se que estamos no estado de equilíbrio químico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes). Diz-se que temos um equilíbrio dinâmico. A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema.
Considerando uma reação química do tipo:
aA + bB cC + dD Podemos definir o quociente de reação, Q, pela expressão:
Onde, [A], [B], [C] e [D] são as concentrações das espécies que participam da reação em um dado instante. Como essas concentrações evoluem ao longo da reação o valor de Q também varia e aumenta à medida que a reação avança no sentido de formação dos produtos.
Quando o sistema reacional atinge o estado de equilíbrio, as concentrações das espécies tornam-se constantes, assim como o valor de Q que recebe o nome de constante de equilíbrio, Keq :
Onde, [A], [B], [C] e [D] são as concentrações molares das espécies que participam da reação no momento em que o sistema atinge o equilíbrio; a, b, c, d os respectivos coeficientes estequiométricos e a constante de equilíbrio, K que depende da temperatura.
O quociente da reação, Q, é igual a expressão da constante de equilíbrio, porém para pressões parciais ou concentrações dos reagentes e produtos fora do sistema em equilíbrio.
- Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos.
- Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é, para os reagentes.
- Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q. Um sistema reacional em equilíbrio continuará com sua composição inalterada enquanto não sofrer uma perturbação externa. A forma pela qual um sistema reacional reage a uma perturbação ao seu estado de equilíbrio é resumida no chamado Princípio de Le Chatelier:
“Quando um sistema reacional em equilíbrio químico sofre uma perturbação externa, este se deslocará no sentido de se contrapor à perturbação exercida sobre ele.”
Figura 1 - Perturbação e Deslocamento para reestabelecer o Equilíbrio Químico Algumas observações a serem observadas sobre o deslocamento de uma reação química:
- Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, pois a concentração de um sólido em termos de velocidade é considerada constante, porque a reação se dá na superfície do sólido.
- Substância líquida em excesso não desloca o equilíbrio químico quando alterada a sua concentração, pois a concentração de um líquido em excesso em termos de velocidade é considerada constante, porque o líquido em excesso não é fator limitante da reação.
- Pulverizando uma substância sólida, o equilíbrio desloca-se para o lado contrário a pulverização, pois aumenta a superfície de contato, aumenta o número de colisões efetivas e, consequentemente, aumenta a velocidade da reação.
- (^) -Solução de cloreto de sódio – 0,5 mol/L.
1. - PARTE A:
Em um béquer foram colocados 40 mL de água e adicionados 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 5 mL de solução de tiocianato de amônio. Após a homogeneização fora observado a coloração da solução. Para a observação do deslocamento foram colocados 10 mL de solução em quatro tubos de ensaio.
- Tubo ǀ: Servirá apenas como padrão.
- (^) Tubo ǀǀ: São adicionados 2 mL de solução de cloreto de ferro III, agitando o tubo até a homogeneização e comparando a cor obtida com a do tubo I.
- Tubo III: É adicionada a solução uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio, agitando o tubo até a homogeneização e comparando a cor obtida com a do tubo I.
- Tubo IV: É adicionada a solução uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio, agitando o tubo até a homogeneização e comparando a cor obtida com a do tubo I. 2. - Parte B Em um tubo de ensaio foram adicionados 1mL de solução de nitrato de prata (AgNO 3 ) e 1 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl). Formou-se um precipitado. A solução é retirada do tubo de ensaio restando apenas o precipitado. Em seguida é adicionada solução de hidróxido de amônio (NH 4 OH), observando-se o que acontecido com o cloreto de prata.
- - Parte C Em um tubo de ensaio foram adicionados 50 mg de cloreto de cobalto hidratado (CoCl 2 .nH 2 O) e 3 mL de etanol absoluto, agitando a solução de coloração azulada, logo após, foram adicionados 6 gotas de água, observando-se uma mudança de cor.
Após a mudança de cor a solução é levada a um banho de água quente observando novamente uma mudança de coloração. A solução é levada para um banho com água e gelo, verificando novamente a mudança da coloração.
- - Parte D
Em um balão de fundo chato são colocados pequenos pedaços de fio de cobre em pedaços de aproximadamente 1 cm. Ao mesmo balão são adicionados 1,5 mL de HNO 3 concentrado, fechando o balão imediatamente para evitar a evasão do gás formado. Após o equilíbrio, primeiramente colocou-se o balão em um banho de gelo, observando o efeito da diminuição da temperatura. Logo em seguida, transferiu-se o balão para um banho termostatizado a 50 °C observando o efeito do aumento da temperatura.
- Resultados e Discussões
- - Parte A:
A reação entre o cloreto de ferro III e o tiocianato de amônio está abaixo representada e balanceada:
FeCl 3 (aq) + NH 4 SCN (^) (aq) [Fe(SCN)]2+(aq) + NH 4 +(aq) + 3Cl - (aq)
Após a homogeneização da solução fora observado uma coloração vermelha tijolo (amarronzado). A solução posta no tubo I será mantida sem , a fim de testar a perturbação no sistema (nos outros tubos) e comprovar o princípio de Le Chatelier.
- Tubo ǀǀ: Após a adição de 2 mL de solução de cloreto de ferro III, homogeneizando a solução formada, percebe-se uma pequena alteração na coloração ficando ligeiramente mais escura.
- Tubo III: Após a adição de uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio, percebe-se uma notável alteração na coloração ficando demasiadamente mais escura.
A adição de HNO 3 concentrado ao balão contendo pedaços de fio de cobre descreve a seguinte reação química: 3 Cu (^) (s) + 8 HNO3 (aq) 3 Cu(NO 3 ) (^) 2 (aq) + 2 NO (^) (g) + 4 H 2 O (^) (ℓ) Nesta reação, é liberado o gás monóxido de nitrogênio (óxido nítrico), NO. O gás de cor castanha observado é o dióxido de nitrogênio (NO 2 ), que se forma quando o NO liberado reage com o oxigênio do ar. 2NO(g) + O2(g) 2NO (^) 2(g)
A formação do dióxido de nitrogênio, o gás de cor castanho-avermelhada, parecida com a cor de um tijolo. Com o passar do tempo, porém, ocorrerão a dimerização do NO 2 e a formação do N 2 O 4 , que é um gás incolor e, por isso, a
intensidade da coloração do gás diminuirá, mas não chegará a ficar totalmente incolor, pois é uma reação reversível, ocorrendo reação também no sentido de formação do regente NO 2. Assim, em temperatura ambiente, quando o sistema
atingir o equilíbrio, a coloração do gás ficará com um tom laranja mais claro.
Quando colocamos o balão no banho de gelo, observamos que o sistema vai ficando incolor. Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se diminui a temperatura, favorece-se o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). No caso em questão, sabemos que é a reação direta, de formação do N 2 O 4 , pois ele é o gás incolor. Temos, então, que a obtenção do gás N 2 O 4 é um processo exotérmico: NO (^) 2(g) N 2 O4(g) ΔH < 0
Por outro lado, quando colocamos a garrafa na água fervendo, a coloração castanho-avermelhada fica mais intensa, mostrando que houve um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa, de formação do NO 2 , e que, portanto, essa
reação é endotérmica. N 2 O (^) 4(g) NO (^) 2(g) ΔH > 0
- (^) Conclusão
Conclui-se que todos os efeitos produzidos e observados nas transformações anteriores podem ser explicados em termos de um princípio denominado princípio de
Le Chatelier. Por mínima que seja a perturbação em um sistema, este se deslocará de forma a não haver alteração.
- Referências Bibliográficas
- (^) Princípios de Química, P.Atkins e L. Jones; Bookman, 3ª ed, 2006.
- “Experimentos de Química de Transformações 2013”, UNIFESP, Campus Diadema, 2013”
- Anexos 7.1. Anexo 1 – Parte A
Figura 4 – O aumento da temperatura resulta em uma solução menos azulada (azul claro).
Figura 5 - A diminuição da temperatura produzindo uma solução de coloração rósea.
7.3. Anexo 3 – Parte D
Figura 7 - Banho de Gelo, formação de N (^) 2O (^) 4(g) , gás incolor.
