1EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER 1

1EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER

1. Introdução e Objetivos
   As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis. 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 CaCO3 em CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com o CO2
   atmosférico e se a pressão deste gás for suficientemente alta, o óxido poderá ser convertido totalmente
   em carbonato:
   CaO (s) + CO2 (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 CO2 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:

1. K = [
2. ]
3. .[
4. ] [
5. ]
6. .[
7. ]
8. , 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. 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 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. Prof. Dr. João Guilherme M. Santos. Laboratório de Química Analítica, IFG – Campus Luziânia. 2. Materiais e Reagentes Uma estante com dez tubos de ensaios Cloreto de sódio Sacarose Etanol P.A. Dicromato de potássio 0,1 mol/L n-butanol P.A. Ácido clorídrico 6,0 mol/L 3. Procedimento Experimental 3.1. Equilíbrio entre um sólido e um líquido Pisseta com água destilada; Nitrato de potássio 0,1 mol/L Nitrato férrico 0,1 mol/L Tiocianato de potássio 0,1 mol/L Hidróxido de sódio 6,0 mol/L Cromato de potássio 0,1 mol/L 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. Equilíbrio entre dois líquidos 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 q