UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA - UESB

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE

CURSO: FARMÁCIA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL

DOSCENTE: ALCIONE TORRES BRITO

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Rafaella Valete Nunes Paiva

JEQUIÉ-BA

NOVEMBRO/2010

INTRODUÇÃO

Durante as práticas de químicas, ocorreram diversas reações, em alguns

casos, calculamos as quantidades de produtos formadas, supondo que as reações

se completavam no sentido em que os reagentes limitantes eram todos consumidos.

Na realidade, muitas reações 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 reagente e produto.

A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em

um sistema fechado param variar com o tempo é chamada de equilíbrio químicos. O

equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas antecedem 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

ocorra o equilíbrio, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema.

No estado de equilíbrio a velocidade a qual os produtos são formados a partir dos

reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos

produtos.

O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das

espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. A

constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reações direta e

inversa.

Por exemplo para uma reação qualquer do tipo:

aA   +   bB   =  cC   +  dD

A velocidade da reação é dada por:

V = k.[A]a.[B]b

  A constante de equilíbrio, também chamada de Ke, é obtida pela divisão da

velocidade da reação inversa pela velocidade da reação direta.

Ke= k [Ag + ][Cl - ] = [Ag+][Cl-]

k

Características do equilíbrio quimico :

No equilíbrio, a velocidade da reação direta (v1) é a mesma velocidade da reação inversa (v2). 

O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.  A impressão externa é de que tudo cessa, mas isso não ocorre. Tanto a

reação direta como a inversa permanecem contínuas e sem interrupções, no entanto, com a mesma velocidade. A igualdade das velocidades direta e inversa mantém o equilíbrio químico contínuo. 

As concentrações de todas as substâncias presentes permanecem constantes no decorrer do tempo. 

Qualquer reação reversível tende, naturalmente, ao equilíbrio, pois ao atingir o equilíbrio o sistema consome menos energia. E assim permanece, a não ser que algum fator externo interfira nessa situação. 

O equilíbrio químico é obtido apenas nas reações que ocorrem em sistema fechado, onde não há a introdução ou remoção de matéria ou de energia. 

Macroscopicamente tudo cessa, ou seja, a aparência externa do estado de equilíbrio mostra que tudo parou, no entanto, sabemos que microscopicamente (no plano molecular) ambas as reações continuam ocorrendo, com a mesma velocidade.

O princípio regedor do deslocamento do equilíbrio químico é o Princípio de Le

Chatelier:

“Quando um sistema em equilíbrio sofre a ação de forças externas, o sistema tende a se deslocar no sentido de minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de equilíbrio.”

Fatores capazes de deslocar o equilíbrio: 

1. Concentração

2. Temperatura

3. Pressão

Observação : O catalisador não desloca um equilíbrio químico, pois aumenta igual e

simultaneamente ambas as velocidades v1 e v2, porém faz que o equilíbrio seja

atingido mais rapidamente.

1. Influência da concentração no equilíbrio químico:

O aumento da concentração de uma substância presente no equilíbrio faz que

o equilíbrio se desloque no sentido de consumir a substância adicionada, isto é, o

equilíbrio se desloca para o lado contrário ao aumento. Já a diminuição de uma

substância presente no equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido de

repor a substância retirada, isto é, o equilíbrio se desloca para o mesmo lado da

diminuição.

Observações:

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, conseqüentemente, aumenta a velocidade da

reação.

Alterando-se a concentração de uma substância presente no equilíbrio, o

equilíbrio desloca-se, porém sua constante de equilíbrio permanece inalterada

(a constante permanece constante).

2. Influência da temperatura no equilíbrio químico.

A temperatura favorece tanto a velocidade da reação endotérmica quanto a

velocidade da reação exotérmica, porém favorece muito mais a velocidade da

reação endotérmica. Assim, ao aumentarmos a temperatura de um sistema em

equilíbrio, o equilíbrio desloca-se no sentido da reação endotérmica porque é a

reação mais favorecida com o aumento da temperatura. Já a diminuição da

temperatura de um sistema em equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido

da reação exotérmica, porque é a reação menos prejudicada com a diminuição da

temperatura.

3. Influência da pressão no equilíbrio químico.

Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão

exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia

muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em

equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo.

O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na

fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase

gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque

no sentido em que diminua este aumento na pressão.

OBJETIVO

Identificar de que maneiras um equilíbrio químico pode ser perturbado.

Aplicar o princípio de Le Châtelier.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

A) MATERIAIS E REAGENTES

Ácido clorídrico concentrado.

Água destilada.

Béquer.

Pipetas graduadas de 5 mL.

Solução aquosa de cloreto de cobalto

Solução de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1.

Solução de cromato de potássio a 0,1 mol/L.

Solução de dicromato de potássio a 0,1 mol/L

Solução de hidróxido de sódio 1,00 mol.L-1.

Tubos de ensaio.

B) MÉTODO

Parte 1- Equilíbrio cromato-dicromato.

Numerou-se cinco tubos de ensaio: Nos tubos 1 a 3, colocou-se 2,0 mL da

solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Aos tubos 4 a 5,

adicionou-se 2,0 mL da solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L.

Ao tubo 2, adicionou-se 0,5 mL (ou até mudança de cor) da solução de ácido

clorídrico 1 mol.L- 1 e agitar. 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, em seguida adicionou-se 1,0 mL de NaOH. Anotou-

se o ocorrido.

Ao tubo 5, adicionou-se 0,5 mL de solução de NaOH 1 mol.L-1 observou-se o

resultado, em seguida adicionou-se 1,0 mL de HCl, anotou-se o ocorrido.

Parte 2 - Equilíbrio de [CoCl4]2- /[Co(H2O)6].

A equação correspondente é:

[CoCl4]2- + 6H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-, H < 0.

Nesta parte do experimento foi utilizada uma solução hidro-alcoólica de cloreto

de cobalto(II) preparada dissolvendo-se 10 g de CoCl2 em 500 g de etanol e

adicionando-se água até o aparecimento da cor vermelha.

Colocou-se 2,0 mL da solução vermelha em um tubo de ensaio. Adicionou-se,

cuidadosamente, HClconc. Até que se observou uma variação. Ao mesmo tubo

adicionou-se água e observou-se, levando em consideração a diluição

efetuada.

Em outro tubo de ensaio, aqueceu-se em banho-maria uma nova porção de

2,0 mL da solução vermelha. Observou-se. E em seguida resfriou-se o tubo

em água corrente. Observou-se.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Parte 1- Equilíbrio cromato-dicromato.

As soluções que foram usadas nessa primeira parte do experimento

apresentavam a seguinte coloração:

Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 - amarelo

Dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol.L-1 laranja

Destas soluções, retirou-se cerca de 2 mL de cada uma delas e colocou-se em

tubos de ensaio separados, sendo de 1 a 3 cromato de potássio e de 4 a 5

dicromato de potássio. Vale lembrar que cromatos são sais do ácido crômico e

dicromatos são sais do ácido dicrômico, respectivamente. Os sais derivados destes

ácidos apresentam respectivamente o ânion cromato e dicromato. Em solução

aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (laranja) (Cr2O7

2–) estão

em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes

básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico

destas espécies no meio aquoso:

2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O7

2- + H2O

No tubo1, havia somente a solução cromato de potássio sendo esta uma solução

de coloração amarela, servindo assim este tudo para comparar a sua coloração

com os demais.

No tubo2, havia solução de cromato de potássio e quando foi adicionado solução

de ácido clorídrico, esta solução tornou-se laranja e foi comparado com a

coloração do tubo1.

Segundo o princípio de Le Châtelier, após a adição do HCl (íons H+), o

equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da

concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, originando uma

solução de coloração laranja e ácida, em outras palavras a concentração de íons

provenientes do dicromato (Cr2O2-7) prevaleceu,e o equilíbrio se deslocou e para

direita a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação

formada:

K2CrO4 + 2HCl → 2KCl + H2CrO4

No tubo3, havia solução de cromato de potássio e foi adicionado ácido

clorídrico, tornando uma solução de coloração laranja, e em seguida foi

adicionado hidróxido de sódio, não ocorrendo nenhuma alteração, essa não

alteração é devido a pouca concentração de hidróxido que foi adicionada, pois o

que deveria ter ocorrido seria uma reversão da solução de cromato que antes

estava laranja devido a presença de H+ e quando adicionado hidróxido de sodio

com os íons do OH- , voltaria a sua coloração inicial – amarela, isso porque a

reação do H+ com OH- (neutralização) diminui a concentração do participante H+ .

Assim, equivale dizer que adicionar uma base (NaOH) estamos retirando H+.

No tubo4, havia somente a solução dicromato de potássio, sendo esta uma

solução de coloração laranja.

No tubo5, havia a solução de dicromato de potássio e em seguida foi adicionado

hidróxido de sódio, tornando-se uma solução de coloração amarelo, e em

seguida foi adicionado o ácido clorídrico, não ocorrendo nenhuma alteração.

De acordo com o princípio de Le Châtelier a solução de dicromato que se

encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o

hidróxido de sódio - NaOH (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do

equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas,

promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de coloração

amarela e alcalina. E quanto a não alteração com adição do ácido clorídrico,

pode ser dizer que ocorreu um erro, pois o mais correto seria a reversão,

deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO42– e apresentavam

coloração amarela para o íon Cr2O72- devido a presença de íons H+ na

dissolução do HCl. Portanto, deveria haver o deslocamento para a formação do

íon dicromato Cr2O72- e assim as soluções ficaram de coloração laranja.

Equação correspondente ao equilíbrio cromato- dicromato:

2 K2Cr O 42- + 2 H3O+ ↔ K2Cr2O7

2- + 3 H2O

Nesse primeiro experimento o equilíbrio químico foi perturbado devido a variação

na concentração de reagentes e produtos, lembrando que o sistema em equilíbrio é

um sistema dinâmico, e os processos direto e inverso estão ocorrendo a velocidades

iguais, assim o sistema esta em balanço. A alteração das condições do sistema

perturba o estado de balanço, quando isso ocorre, o equilíbrio desloca-se ate um

novo estado de balanço seja atingido.

Enfim, a explicação do experimento realizado está baseada no principio de Le

Châtelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o

efeito da variação, consequentemente se um sistema químico esta em equilíbrio e

adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal

forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada

fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.

Parte 2 - Equilíbrio de [CoCl4]2- /[Co(H2O)6].

Reação do equilíbrio:

[CoCl4]2- + 6H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-, H < 0.

Como pode ser observado na equação acima dessa segunda parte, o equilíbrio

foi estabelecido quando no cloreto de cobalto(II) (CoCl2), foi adicionado ácido

clorídrico concentrado. A formação de [Co(H2O)6]2+ se deu a partir do [CoCl4]2- ,

sendo este um processo exotérmico. Como o Co(H2O) é rosa e CoCl4 2+ é azul, a

posição desse equilíbrio é rapidamente evidenciada a partir da cor da solução.

O segundo procedimento dessa parte se deu a partir de quando o cloreto de

cobalto(II) foi aquecido em banho-maria e em seguida resfriado, durante esse

procedimento não teve alteração nenhuma, ocorrendo assim um erro. Mas segundo

o resumo das pesquisas literárias, o que deveria ter ocorrido é que ao aquecer a

solução, ela se tornaria vermelho intenso, indicando que o equilíbrio foi deslocado

para mais cloreto de cobalto e com o resfriamento da solução, leva a uma solução

azul, pois indica que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl4 2+ .

Enfim, é notável a dependência desse equilíbrio químico com a temperatura.

Teoricamente podemos deduzir as regras para a dependência da constante de

equilíbrio com a temperatura aplicando o principio de Le Châtelier. Uma maneira de

fazer isso é tratar o calor como se ele fosse um reagente químico. Em uma reação

endotérmica podemos considerar o calor como um reagente, enquanto em uma

reação exotérmica podemos considerá-lo um produto.

CONCLUSÃO

Através desta prática de equilíbrio químico foi possível identificar as maneiras

de como perturbar um determinado equilíbrio, assim com foi aplicado o princípio de

Le Châtelier para explicar o fato de que um sistema em equilíbrio sofre diversas

variações nas condições externas.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T.L. LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., Química, A Ciência Central

(traduzido por Robson Mendes Matos) 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall,

2005.

COMUNITÁRIO, Projeto Sorriso. Atuação do flúor. Disponível em:

http://www.sorrisocomunitario.com/resposta01.html. Acesso: 29 de novembro de

2010.

ESCOLA, Brasil. Principio de Le Châtelier. Disponível em:

http://www.educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/principio-le-

chatelier.htm. Acesso: 29 de novembro de 2010.

SOQ, portal da química. Influencia da pressão. Disponível em:

http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p4.php. Acesso: 28 de

novembro de 2010.

WEB, Colégio. Características do equilíbrio químico. Disponível em:

http://www.colegioweb.com.br/quimica/caracteristicas-do-equilibrio.html. Acesso:

28 de novembro de 2010.

WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Cloreto de cobalto. Disponível em:

http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_cobalto_%28II%29. Acesso: 28 de

novembro de 2010.

WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Cromato de potássio. Disponível em:

http://pt.wikipedia.org/wiki/Cromato_de_pot%C3%A1ssio. Acesso: 28 de

novembro de 2010.

WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Dicromato de potássio. Disponível em:

http://pt.wikipedia.org/wiki/Dicromato_de_pot%C3%A1ssio. Acesso: 28 de

novembro de 2010.

QUESTIONÁRIO

1. Alguns vegetais, como brócolis, escarola, vagens, etc., quando cozidos,

perdem parcialmente a sua coloração verde. A causa da perda de cor deve-

se à seguinte reação:

C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H+ (aq) ↔ C55H74O5N4 (aq) + Mg+2

(aq)

(verde) (incolor)

Com base na equação iônica dada, o que seria mais adequado adicionar ao

vegetal, durante o cozimento, para não ocorrer uma mudança de cor?

Explique.

O mais correto seria adicionar o acido acético, pois este se deslocará

reagindo e evitando a perda de cor, pois quando um sistema em equilíbrio

sofre a ação de forças externas, o sistema tende a se deslocar no sentido de

minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de

equilíbrio.

2. A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”. O

equilíbrio dessa amina é:

C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H+ (aq) ↔ C55H74O5N4 (aq) + Mg+2 (aq)

(verde) (incolor)

Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte

cheiro de peixe? Explique.

O mais indicado seria adicionar uma base, CH3-NH2, com forte cheiro amoniacal, muito solúvel na água; é obtida comumente de metanol e amônia e usada principalmente em sínteses e assim iria minimizar o forte cheiro. Segundo o principio de Le Châtelier, quando um sistema em equilíbrio sofre alteração na variação, o sistema tende a se deslocar no sentido de minimizar a ação da força aplicada, procurando uma nova situação de equilíbrio.

3. De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em

águas potáveis e cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes.

3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 + 2 NaF ↔ 3 Ca3(PO4)2.CaF2 + 2 NaOH

Porque o flúor tem como função a remineralização, pois quando este está presente durante a remineralização, a reposição do cálcio e do fósforo que mantém seus dentes resistentes os minerais depositados são mais duros do que seriam sem o flúor, ajudando a fortalecer seus dentes e a prevenir a dissolução durante a próxima fase de desmineralização.