Baixe O Princípio de Le Chatelier: Equilíbrio Químico e suas Perturbações e outras Notas de estudo em PDF para Química experimental, somente na Docsity!
1. INTRODUÇÃO
A Teoria de Le Chatelier, também conhecida como o Princípio de Le Chatelier ,
descreve como um sistema em equilíbrio químico responde a perturbações externas. Segundo
o princípio, se um sistema em equilíbrio sofre uma alteração nas condições (como pressão,
temperatura ou concentração de reagentes ou produtos), ele reagirá de forma a minimizar essa
mudança e restabelecer um novo equilíbrio. Esse comportamento busca "compensar" a
alteração aplicada, tentando contrabalançar a perturbação.
- Mudança na concentração : Se a concentração de um reagente aumenta, o equilíbrio
se desloca na direção que consome esse reagente, ou seja, para o lado dos produtos. Se
um produto aumenta, o equilíbrio se desloca para o lado dos reagentes.
- Mudança de temperatura : Em uma reação endotérmica (que absorve calor), um
aumento na temperatura deslocará o equilíbrio para a direita (produtos), pois o sistema
"aproveita" o calor extra para gerar mais produto. Em uma reação exotérmica (que
libera calor), o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para os reagentes.
- Mudança de pressão (gases) : Se a pressão aumenta, o equilíbrio se desloca para o
lado com menor número de moléculas gasosas, buscando reduzir o volume total do
sistema. Se a pressão diminui, o sistema tende a deslocar-se para o lado com mais
moléculas gasosas.
2. OBJETIVO
Estudar por meio dos experimentos sugeridos, os deslocamentos do equilíbrio químico
em função da temperatura e da concentração dos reagentes e produtos.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
1 - Almofariz e pistilo
2 - cadinho
3 - Bico de Busen
4 - Tripe de ferro
5 - Tela de Amianto
6 - Tubos de ensaio
7 - Suporte para tudos de ensaio
8 - Pipeta Pasteur
9 - Pipeta Graduada
10 - Béquer
11 - Pinça de madeira
3.2 Reagentes
1 - Sulfato de cobre pentahidratado CuSO
4
. 5H
2
O
2 - Solução hidroalcóolica CoCl
2
3 - Solução dicromato 8 ml de Cr
2
O
7
− 2
0,1 mol/L
4 - Soluçao cromato 4 ml de 2CrO
4
− 2
0 ,1 mol/L
5 - Solução 7 ml de NaOH 0,1 mol/L
6 - Solução 3 ml de HCl 0,1 mol/L
7 - Solução 1 ml NaCl 0,1 mol/L
3.3 Métodos
Procedimento Experimental:
Experimento 1
Inicialmente foi-se pesado o cadinho vazio, depois foi adicionado uma quantidade de
aproximada de 1g de sulfato de cobre penta hidratado, logo após transferiu para o almofariz
e sua massa triturada e seu conteúdo transferido para um cadinho. Com um bico de busen o
material foi aquecido até a cor azul desaparecer, e depois foi retirado para esfriar sob a
bancada encima de um papel. Em sequência, após estar em uma temperatura ambiente,
pegou o cadinho e colocou na palma da mão e foi adicionado gotas de água, e observado
que o sulfato de cobre pentahidratado voltou a ficar na cor azul e cristalizado e o cadinho
foi esquentado de acordo com que a quantidade de água foi sendo adicionada.
Experimento 2
O experimento ocorreu com a separação de 2 tubos de ensaio. No primeiro tubo foi
adicionado o volume de 2,0 mL de uma solução hidroalcoólica de CoCl
2
e separado. No
segundo tubo foi adicionado 8 mL da mesma solução hidroalcóolica CoCl
2
e com uma pipeta
forma de calor. Através dos princípios de Le Chatelier, podemos afirmar que o
4
2
𝑂 estava em um estado de equilíbrio com as moléculas de água que o
rodeavam. Com isso, fornecendo calor ao sistema, o sulfato de cobre se manteve sólido
e as moléculas se desprenderam na forma de vapor. Logo, o equilíbrio da reação se
deslocou para um sentido que produz uma mudança endotérmica favorecendo a
formação de produto, pois o sistema absorveu calor para ser alterado. Após o seu
resfriamento e com a adição de água, notou se um grande aquecimento do mesmo,
caracterizando a reação como exotérmica (liberação de calor), acompanhada de um
retorno a cor azul, derivado da reidratação do sulfato de cobre.
Podemos notar que neste experimento as reações de desidratação e reidratação
são processos facilmente reversíveis, bastando apenas fornecer calor para a reação sofrer
uma mudança endotérmica, e adicionar água para a reação ocorrer como uma alteração
exotérmica.
A reação exotérmica acontece por que com o fluxo de energia vai do sistema
para a vizinhança, o sistema é o próprio sulfato de cobre pentahidratado. O primeiro
contato da substância, não é o cadinho, então ela vai liberar quem começa a ser
substância e quem começa a ser vizinhança e vai ser o próprio cadinho. A nossa mão é
vizinhança, o resto do universo é vizinhança. A reidratação a gente vai fez com o
cadinho na palma da mão, a palma da mão aquece muito, então percebe-se que
sensivelmente falando, a própria sensibilidade da pele tem um fluxo, uma transferência
de energia do sistema para a sua vizinhança, A palma da sua mão faz parte da vizinhança
consequentemente vai aquecer muito.
Experimento 2- Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do
equilíbrio
[𝐶𝑜(𝐻
2
4
2
] + 2 𝐻
2
𝑒𝑛𝑑𝑜𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑐𝑜
𝑒𝑥𝑜𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑐𝑜
→ [𝐶𝑜(𝐻
2
6
]
2 +
AZUL ROSA
Trata-se de uma reação reversível, que pode acontecer nos dois sentidos, e encontra-se
em equilíbrio químico por conta disso possui então dois sentidos um endotérmico, o qual
absorve calor, e um exotérmico, liberando calor, sendo assim, se ocorrer uma mudança na
temperatura desse sistema, o equilíbrio será deslocado.
O princípio de Le Chatelier diz que quando um sistema químico em equilíbrio é imposto
a uma perturbação externa, esse equilíbrio desloca-se a fim de minimizar os efeitos provocados
pela tal perturbação. De maneira que, se a mudança advir de uma variação da temperatura temos
que um aumento da mesma implicará em mais energia disponível para a reação,
consequentemente haverá um favorecimento de reações do tipo endotérmicas, seguindo essa
lógica, com a diminuição da temperatura do sistema, reações exotérmicas passam a ser
favorecidas, e a depender do sistema teremos então um favorecimento em relação aos produtos
ou aos reagentes.
Além da mudança da temperatura, o equilíbrio pode sofrer um deslocamento devido a
mudança da concentração em um sistema químico, de modo que, se sua diminuição ocorrer em
um produto ou ocorrer um aumento da mesma em relação a um reagente a reação direta será
favorecida enquanto que, se ocorrer um aumento na concentração dos produtos ou então uma
diminuição na concentração do reagentes a reação inversa que passará a ser favorecida.
Nesse experimento foi possível notar que:
- O tubo 1 permaneceu com tom azul, não houve deslocamento do equilíbrio.
- No tubo 2 ao adicionar as gotas de água na substância de tom azul, a mesma passou
a possuir um tom lilás seguido de um tom rosa e após adição de mais 2 gotas de água obteve-
se então uma coloração vermelha. Nesse caso o equilíbrio foi deslocado para direita sendo
exotérmica, pois a concentração de 𝐶𝑜(𝐻
2
4
2
foi aumentada.
- Os 8 mL da solução do tubo 2, que foi aquecida, a mesma apresentou coloração azul.
O sistema consumiu o calor e se deslocou para a esquerda, sendo este o sentido endotérmico.
Experimento 3- Caracterização do estado de equilíbrio do sistema
4
− 2
2
7
− 2
2
AMARELO LARANJA
Em seus respectivos estados de equilíbrio, a solução cromato
4
− 2
possui coloração
amarela, enquanto o dicromato ( 2 𝐶𝑟𝑂
7
− 2
) é laranja. Sendo o cromato uma solução mais básica,
enquanto o dicromato ácida.
No tubo 1 que continha o dicromato teve sua coloração alaranjada alterada para um
amarelo após ser adicionada a quantidade de 1 mL de NaOH 1 mol/L. Esta alteração pode ser
explicada pelo princípio de Le Chatelier, segundo o qual por haver uma perturbação no
equilíbrio químico do dicromato, deslocando-o para o sentido do cromato devido a presença de
5. CONCLUSÃO
Através dos procedimentos experimentais tornou se possível obter na prática os resultados
previstos na teoria, também foi possível identificar formas de perturbar um sistema químico a
fim de deslocar o equilíbrio do mesmo comprovando assim que o estado de equilíbrio é algo
dinâmico e que as reações não cessam, permanecendo a fim de manter o equilíbrio, e ao ocorrer
uma perturbação que afeta o sistema, o mesmo se reorganiza a fim de estabelecer novamente o
equilíbrio químico comprovando assim o princípio de Le Chatelier.
RESUMO BÁSICO: 1 - Aquecimento e Desidratação : Quando você aquece o sulfato de cobre
pentahidratado, ele perde as moléculas de água ligadas, passando da cor azul para a cinza. Esse
processo é endotérmico (ele absorve calor). No equilíbrio do sistema, a adição de calor desloca
a reação para o lado onde a água se separa do sulfato de cobre.
Reidratação e Exotérmica : Quando você adiciona água ao sulfato de cobre cinza (agora
anidro), ele reabsorve as moléculas de água e volta à cor azul. Esse processo é exotérmico
(libera calor). Ao segurar o recipiente (cadinho), você sente essa liberação de calor na mão, pois
a energia passa do sistema para a vizinhança (mão e ambiente). Essas reações são facilmente
reversíveis. O Princípio de Le Chatelier mostra como o equilíbrio pode mudar com a
temperatura ou com a adição de reagentes (como a água), sempre buscando minimizar a
alteração e manter o equilíbrio químico do sistema. Então, esse experimento ilustra como
compostos hidratados respondem a mudanças externas e como o equilíbrio químico é dinâmico,
adaptando-se de acordo com as condições do ambiente.
2 - Temos um composto de cobalto, que no lado esquerdo da reação fica na cor azul
[𝐶𝑜
2
4
2
]
2
𝑂 e no lado direito em rosa [𝐶𝑜(𝐻
2
6
]
2 +
- 2 𝐶𝑙. Esse sistema está em
equilíbrio, ou seja, ele pode ir para o lado azul (reagentes) ou rosa (produtos) dependendo das
condições. À Esquerda (Reagentes): Temos o complexo [𝐶𝑜
2
4
2
]
2
𝑂 que é azul e
representa o estado em que menos água está ligada ao cobalto. Na Direita (Produtos): Temos o
complexo [𝐶𝑜(𝐻 2
6
]
2 +
- 2 𝐶𝑙 que é rosa, representando o cobalto cercado por mais
moléculas de água (hidratação). Esse princípio afirma que, se um sistema em equilíbrio é perturbado,
ele vai se ajustar para minimizar essa perturbação. Isso se aplica aqui de duas formas:
Temperatura : Como a reação é endotérmica para o lado esquerdo (azul) e exotérmica para o
lado direito (rosa): Aquecimento favorece o lado endotérmico (azul) e resfriamento favorece o
lado exotérmico (rosa). Concentração : Alterações na concentração dos reagentes ou produtos
também podem deslocar o equilíbrio: Aumento de Reagentes ou diminuição de Produtos
favorece o deslocamento para a direita (formando mais produtos). Aumento de Produtos ou
diminuição de Reagentes favorece o deslocamento para a esquerda (formando mais
reagentes).
Tubo 1 (Sem Alteração) : Sem mudanças de temperatura ou concentração, o equilíbrio não se
deslocou, e a solução permaneceu azul, indicando uma predominância do lado dos reagentes.
Tubo 2 (Adição de Água) : Com a adição de água, a concentração de 𝐻 2
𝑂 aumentou, o que
deslocou o equilíbrio para a direita, formando o complexo hidratado [𝐶𝑜(𝐻 2
6
]
2 +
. Isso
favorece a reação exotérmica e gera calor, mudando a cor para lilás e depois rosa, já que mais
produto foi formado.
Tubo 2 Aquecido : Ao aquecer o sistema, o equilíbrio se deslocou para o lado esquerdo
(reagentes), onde a reação é endotérmica e absorve calor. Assim, o complexo voltou à forma
azul [𝐶𝑜
2
4
2
]
2
𝑂 porque o sistema preferiu a direção que consome energia.
Esse experimento exemplifica como o Princípio de Le Chatelier explica as mudanças de
equilíbrio em resposta a variações de temperatura e concentração. Ele mostra que sistemas em
equilíbrio tendem a compensar qualquer mudança externa, seja absorvendo calor para deslocar
o equilíbrio na direção endotérmica ou liberando calor para favorecer a reação exotérmica.
3 - Adição de NaOH (Base): Quando adicionamos NaOH ao dicromato laranja, a solução fica
amarela. Isso acontece porque o NaOH libera íons 𝑂𝐻
−
, que reagem com os íons 𝐻
do
equilíbrio, reduzindo a acidez. Com menos 𝐻
disponíveis, o equilíbrio se desloca para a
esquerda, formando mais cromato 𝐶𝑟𝑂 4
2 −
, e a solução fica amarela.
Adição de HCl (Ácido): Quando adicionamos HCl ao cromato amarelo, a solução fica laranja.
O HCl adiciona íons 𝐻
ao sistema, o que aumenta a acidez. O equilíbrio se desloca para a
direita, formando dicromato 𝐶𝑟 2
7
2 −
e a cor muda para laranja.
Efeito do NaCl: Quando adicionamos NaCl (um sal) ao dicromato, nada muda, e a cor
permanece laranja. Como o NaCl é neutro (não altera a acidez ou a basicidade da solução), ele
não afeta o equilíbrio.
Quando adicionamos ácido (HCl), aumentamos a acidez 𝐻
, e o equilíbrio se desloca
para o lado que reduz essa acidez (formando dicromato e ficando laranja). Quando adicionamos
base (NaOH), reduzimos a acidez, e o equilíbrio se desloca para o lado que produz mais cromato
(amarelo) para restaurar o equilíbrio. NaCl é um sal neutro, formado por um ácido forte (HCl)
e uma base forte (NaOH). Ele não altera o pH da solução porque não adiciona ou remove íons
