Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás – Campus Anápolis Anápolis
Disciplina: Química Analítica Qualitativa Curso: Licenciatura em Química – Química – 4º 4º Período Professor: Daniel Soares
Aula Prática 1 - Equilíbrio Químico e Princípio de Le Châtelier 1. Introdução e Objetivos
As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis. Conseqüentemente, Conseqüentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, a decomposição do carbonato de cálcio: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Quando essa reação é realizada num recipiente aberto, que permite a eliminação do CO2, há uma total conversão do CaCO 3 em CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com o CO 2 atmosférico e se a pressão deste gás for suficientemente alta, o óxido poderá ser convertido totalmente em carbonato: CaO (s) + CO 2 (g) CaCO3 (s) Isto indica que estas duas reações são processos químicos reversíveis. Quando as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do CO 2 permanece constante, o sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmica. Trata-se de uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas: aA + bB cC + dD A constante de equilíbrio (K) para essa reação pode ser expressa na forma: K
c
[C ] .[ D]
d
a
b
[ A] .[ B]
, onde as letras minúsculas sobrescritas significam coeficientes estequiométricos e cada
letra maiúscula representa uma substância química. O símbolo [A] representa a concentração da substância A relativo ao seu estado-padrão. Para soluções, o estado-padrão é 1mol/L, para gases é 1atm e para sólidos, líquidos e solventes puros são omitidas porque são iguais à unidade. Por definição, uma reação química é favorecida quando k>1. As constantes de equilíbrio são admensionais. A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir um estado de equilíbrio espontaneamente. espontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma influência externa, e uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio. À medida que os reagentes são convertidos em produtos, a velocidade da reação direta diminui e a da velocidade inversa aumenta. Quando as duas velocidades tornam-se iguais, cessa a reação efetiva e é mantida uma concentração concentração constante de todos os reagentes. A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades do estado de equilíbrio são iguais, não importando a direção a partir da qual ele é atingido. A quarta generalização diz que o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas tendências opostas: a propensão das moléculas a assumir o estado de energia mínima e o ímpeto em direção a um estado de entropia máxima. Em 1884, o químico francês Henri Le Châtelier sugeriu que os sistemas em equilíbrio tendem a compensar os efeitos de influências perturbadoras. O princípio se aplica a todos os tipos de equilíbrio dinâmico e pode ser assim enunciado: Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma
força, ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da força .
Essas forças ou perturbações incluem a adição de solvente a uma solução, o aumento do volume de um gás, a adição de um produto ou reagente ao sistema ou a variação de temperatura. Como resposta a uma perturbação, o sistema estabelecerá um novo conjunto de equilíbrio. Desta forma, esta aula tem como objetivos comprovar experimentalmente a existência do estado de equilíbrio químico e observar a obediência dos sistemas em equilíbrio ao princípio de Le Chatelier. 2. Materiais e Reagentes
Uma estante com dez tubos de ensaios
Cloreto de sódio
Sacarose
Etanol P.A.
Tiocianato de potássio 0,1 mol/L
Dicromato de potássio 0,1 mol/L
Hidróxido de sódio 6,0 mol/L
n-butanol P.A.
Cromato de potássio 0,1 mol/L
Ácido clorídrico 6,0 mol/L
Pisseta com água destilada; Nitrato de potássio 0,1 mol/L Nitrato férrico 0,1 mol/L
3. Procedimento Experimental 3.1. Equilíbrio entr e um sólido e um líqui do
Adicione 10 gotas de água destilada em um tubo de ensaio (tubo 1) e 10 gotas de etanol em outro (tubo 2). Adicione alguns cristais de sacarose em ambos os tubos e agite. Observe. Qual dos tubos está em equilíbrio com respeito à dissolução? Prepare novamente 2 tubos de ensaio, um contendo etanol (tubo 3) e o outro água (tubo 4). Adicione alguns cristais de NaCl em ambos tubos e agite. Qual das soluções é insaturada? Acrescente mais alguns cristais de NaCl à solução insaturada que você preparou no item anterior. Agite até dissolver. Adicione etanol a esta solução, com um conta-gotas, agitando a cada gota. O que ocorreu? 3.2. E quilíbrio entr e dois l íquidos
Prepare um tubo de ensaio contendo 20 gotas de água destilada (tubo 3) e outro tubo contendo 20 gotas de n-butanol (tubo 4). Adicione gota a gota n-butanol ao primeiro tubo e água ao segundo tubo, até observar separação de fases. O que ocorreu? Por que? O estado final é igual em ambos os tubos? 3.3. Pr incípio de Le Chateli er
Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução 0,1mol/L de cromato de potássio (tubo 5). Em outro tubo de ensaio, adicione 10 gotas de solução 0,1mol/L de dicromato de potássio (tubo 6). Observe e anote as colorações. Adicione no tubo 5, solução de HCl 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 6. Interprete. Adicione no tubo 6, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 5. Interprete.
Adicione no tubo 6, solução de HCl 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 5. Interprete. Adicione no tubo 5, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 6. Interprete. Repita os procedimentos acima, até não haver mais dúvidas. 3.4. I nfluência da concentração n o equ ilíbr io quími co
Adicione em um tubo de ensaio (tubo 7), 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Em seguida, adicione 5 gotas de tiocianato de potássio 0,1mol/L. Dilua lentamente com água destilada, até completar o tubo. Homogeneíze e divida este volume em quatro tubos. Separe um deles para utilizá-lo como referência. No tubo 8 adicione 10 gotas de nitrato de potássio 0,1 mol/L. Observe e compare com a referência. No tubo 9, adicione 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Observe e compare a referência. No tubo 10, adicione 10 gotas de água destilada. Observe e compare com a referência. 4. Referências Bibliográficas
MAHAN, B.M.; MYERS, R.J. Química: um curso universitário. São Paulo: Editora Edgar Blücher, 1997. RUSSELL, J.B. Química Geral . Rio de Janeiro: Editora Mac Graw-Hill, 1981. Nomes: Aula:
Equilíbrio Químico
Resultados de equilíbrio entre um sólido e um líquido
1
2
Sacarose (C12H22O11) + H2O
Sacarose (C12H22O11) + C2H6O Qual dos dois tubos está em equilíbrio? 3
4
NaCl+ H2O
NaCl+ C2H6O Qual das soluções é insaturada? Após adição de etanol à solução insaturada, o que ocorreu?
Data:
Resultados de Equilíbrio entre dois líquidos
5
H2O + C4H10O
6
C4H10O + H2O O estado final é igual em ambos os tubos? Explique o que ocorreu? Resultados do Princípio de Le Chatelier
7
CrO42- + H+ + OH- Explique:
8
Cr 2O72- + OH- + H+ Explique:
Resultados da iInfluência da concentração no equilíbrio químico
9
Fe(NO3)3 + KSCN O que aconteceu?
11
12
13
Adição de KNO 3 O que ocorre com o equilíbrio?
Adição de Fe(NO 3)3 O que ocorre com o equilíbrio?
Adição de H2O O que ocorre com o equilíbrio?
Exercícios: 1.
Defina:
Solução insaturada: Solução saturada: Solução supersaturada: Solução diluída: Solução concentrada:
2. Defina o Princípio de Lê Chatelier e quais os fatores que interferem no estado de equilíbrio?
