Relatório Química Geral: Equilibrio Químico

Relatório Química Geral: Equilibrio Químico

(Parte 1 de 2)

Ministério da Educação Universidade Tecnológica Federal do Paraná

Engenharia De Computação PR

RELATÓRIO EXPERIMENTAL DE QUÍMICA PRÁTICA 6

Acadêmicos:

André Lucas Silva

Kleisson Roque Tedesco

Luis Felipe Benedito Vagner Martinello

Professora: Patrícia Apellt

1. INTRODUÇÃO

Algumas reações químicas acontecem de forma completa, denominadas reações irreversíveis, acontecem até que um dos reagentes seja consumido por inteiro, formando um produto. Um exemplo de reação irreversível é a combustão.

Outras reações são chamadas de reações reversíveis. Essas reações acontecem tanto na forma direta quanto na forma inversa e são representadas por uma dupla seta.

O equilíbrio químico é observado somente em reações do tipo reversíveis.

Contudo, o objetivo do experimento é a partir da teoria, compreender o principio de Le Chatêlier.

2. DESENVOLVIMENTO TEÓRICO

As reações químicas são classificadas em dois tipos: reações reversíveis e reações irreversíveis. A divisão das reações em dois tipos é, na verdade, uma divisão prática. Teoricamente, todas as equações possuem um caráter reversível, ou seja, todas ocorrem, tanto no sentido dos produtos como no sentido dos reagentes.

Observando uma equação reversível, quando a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, dizemos que está em equilíbrio químico. [1]

Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que o sistema seja fechado e sua temperatura seja constante. [2]

Considerando a equação + ↔ + , podemos representar, graficamente, a condição de equilíbrio em função da velocidade:

Figura 1.

Inicialmente, a velocidade dos reagentes é máxima, porém a dos produtos aumenta conforme o tempo, assim, quando as duas velocidades se igualam o sistema atinge o equilíbrio químico, porém a reação não deixa de continuar.

A velocidade de uma reação é calculada através da razão do módulo da variação de concentração e o tempo: [3]

A partir da equação 01, temos que, quanto maior a concentração, maior a velocidade da reação.

Observando a figura 1, notamos que a velocidade dos reagentes aumenta e dos produtos diminui. Assim, por conseqüência, a concentração dos reagentes diminui e a concentração dos produtos aumenta até que se estabeleça a condição do equilíbrio químico, ou seja, até que a velocidade direta e inversa da reação seja igual, permanecendo desta forma, constantes a concentração dos produtos e reagentes. Assim, dizemos que o equilíbrio é dinâmico. [4]

Figura 2.

O equilíbrio químico pode ainda ser classificado em homogêneo e heterogêneo.

Equilíbrio homogêneo ocorre quando todos os elementos participantes da reação estão no mesmo estado físico. Já o equilíbrio heterogêneo é aquele onde todas as substâncias da reação química estão em fases diferentes umas das outras. [5]

A partir de uma reação, podemos calcular a porcentagem de reagentes que reagiu para que a reação entrasse em equilíbrio:

Essa porcentagem é denominada grau de equilíbrio, e normalmente é representada pela letra grega alfa.

Como no equilíbrio, a velocidade da reação direta e indireta da reação em estudo é igual, a partir da lei de Guldberg-Waage, temos:

/=0/ ." .2= 3=03 . + . %(Equação 03)

A partir disso, temos que:

Assim, a relação 0/03⁄ é constante e denomina-se constante de equilíbrio. Em termos de concentração a constante de equilíbrio é calculada através da divisão entre a concentração dos produtos e a concentração os reagentes da reação direta no momento do equilíbrio, todos elevados aos seus expoentes estequiométricos da reação. [6]

A constante de equilíbrio é adimensional. Numa reação, quanto maior o valor da constante de equilíbrio, maior o rendimento da reação. Assim, como a constante de equilíbrio varia com a temperatura, quando comparamos seu valor em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual delas a reação direta apresenta maior rendimento.

A partir da constante de equilíbrio da reação na direta, é possível o calculo da constante da reação inversa. Para tanto, basta dividirmos um pela constante de equilíbrio da reação direta:

Para o cálculo da constante de equilíbrio de uma reação, desconsiderase as substâncias líquidas puras e os sólidos, pois ambas possuem concentração constante. [7]

Como a constante de equilíbrio varia conforme a temperatura, para o seu cálculo devemos sempre observar a variação de entalpia que acompanha a reação. A variação de entalpia, busca medir, em uma reação, a energia correspondente sempre à reação direta.

Assim, quando a variação de entalpia é maior que zero, ou seja, é positiva, dizemos que a reação no sentido direto é endotérmica, porém quando a variação de entalpia de uma reação é negativa significa que o sentido direto da reação é exotérmico.

Além da constante de equilíbrio em função da concentração, existe ainda, a concentração de equilíbrio em função da pressão. Quando uma reação possui elementos na forma gasosa, podemos calcular a constante de equilíbrio em termos de pressão.

O valor da constante de equilíbrio, em função da pressão, é calculada fazendo a divisão entre o produto das pressões parciais dos produtos e o produto das pressões parciais dos reagentes, estando todas as pressões elevadas aos respectivos coeficientes. [8]

0;=0+ .(>.?)∆#(Equação 08)

Relacionando 0+ com 0;, temos:

Onde, ∆A representa a diferença entre a quantidade de mols dos produtos e a quantidade de mols dos reagentes, 0+ a constante de equilíbrio em função da concentração, ? a temperatura absoluta do sistema e > a constante dos gases. [9]

Sabemos que, para que ocorra o equilíbrio químico, a velocidade na reação direta tem quer ser igual a velocidade da reação indireta.

Contudo, a partir do princípio de Le Chatelier, quando alguma ação é realizada sobre um sistema em equilíbrio, ocorre uma reação na direção que tende a diminuir a ação realizada. [10]

Estas ações podem, muitas vezes, beneficiar a reação em um dos sentidos. A essa conseqüência é dado o nome de deslocamento químico.

O deslocamento químico é qualquer modificação da velocidade, direta e indireta, da reação, causando uma diferente concentração das substâncias da reação dando um novo estado de equilíbrio à reação. [1]

O princípio de Le Chatelier pode ser aplicado em situações em que se observa a variação da concentração, a variação da temperatura, e em sistemas gasosos, a variação da pressão.

Ao aumentar a concentração de qualquer elemento de um sistema em equilíbrio, observamos que ocorrerá a reação de consumir a substância adicionada. Assim, quando diminuímos a concentração de uma substância, notamos que a reação é contrária ao seu consumo. [12]

Quando aumentamos a temperatura de um sistema em equilíbrio, notamos que o equilíbrio é deslocado no sentido endotérmico da reação, assim, quando diminuímos a temperatura do sistema o sentido do deslocamento da reação é exotérmico. A temperatura é o único fator que desloca o equilíbrio químico e modifica o valor da constante de equilíbrio. [13]

No caso de sistemas gasosos em equilíbrio, quando aumentamos sua pressão, a reação ocorre na direção que diminui a pressão pela redução do volume do gás. [14]

No equilíbrio químico, a presença de um catalisador é irrelevante, pois o catalisador somente aumenta a velocidade da reação e não modifica o valor da constante de equilíbrio. [15]

A partir dos conceitos estudados até o momento, podemos resumir a teoria construindo a seguinte tabela:

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