“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS
CURSO DE FARMÁCIA
EQUILÍBRIO QUÍMICA
JEQUIÉ – BAHIA
ABRIL 2012
“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
Introdução
As transformações químicas são essenciais para todos os sistemas
vivos existentes. Elas estão relacionadas com a formação de novos materiais,
que podem ocorrer com diferentes velocidades e que envolvem transformações
de energia.
Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma
flecha, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas
como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à direita, ficam os produtos, ou
resultado da reação química. Quando a reação não se completa e os reagentes
e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos
contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química.
O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se
processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a
mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido
inverso (dos produtos para os reagentes). A existência de um equilíbrio químico
dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao
invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio
dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um
estado no qual, reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em
velocidades rápida. Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois
sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se
transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de
combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e
não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável);
tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações
nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m)
a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis.
O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações
reversíveis.
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São características de um sistema em equilíbrio: ser fechado e
comportar-se como tal; apresentar reagentes no estado final, pois a reação não
se processa totalmente; apresentar propriedades macroscópicas constantes e
processos microscópicos ocorrendo simultaneamente e com a mesma rapidez.
As concentrações das substâncias de um sistema em equilíbrio podem
ser alteradas se este sofrer influências externas. A previsão de como um
equilíbrio será alterado pode ser feita pelo princípio de Lê Chatelier: "Se for
imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um sistema
químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de
contrariar a alteração a que foi sujeito." A concentração, a pressão e a
temperatura são as “forças” que atuam sobre os equilíbrios químicos.
O
aumento do valor da concentração de um componente do sistema é seguida do
consumo desse componente, até se atingir um novo estado de equilíbrio. Já a
diminuição do valor da concentração de um componente do sistema é seguida
do consumo dos componentes do lado oposto do mesmo até se atingir um
novo estado de equilíbrio. Quando há um aumento da concentração de um ou
mais reagentes, o sistema evolui no sentido direto de forma a diminuir a sua
concentração. O mesmo acontece com o aumento da concentração dos
produtos.Por outro lado, quando há uma diminuição da concentração de um ou
mais reagentes, o sistema volta ao estado de equilíbrio, deslocando-se a
reação no sentido inverso, diminuindo a concentração dos produtos e
aumentando a dos reagentes para que se atinja novamente o estado de
equilíbrio. O mesmo acontece no caso inverso.
O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica em que há
absorção de calor, deslocando-se assim para o lado dos reagentes. O contrário
é visto quando se diminui a temperatura, deslocando a reação para o sentido
exotérmico.
A diminuição de volume de um gás, com conseqüente aumento do
número de partículas por unidade de volume (e, assim, aumento da pressão do
sistema, pois pressão e volume são inversamente proporcionais), é seguida da
deslocação da reação no sentido em que diminui o número de partículas, ou
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seja, sentido do menor número de mols, tendendo a diminuir a pressão do
sistema. O contrário é visto quando se diminui a pressão e, logo, aumentando o
volume do gás.
Na prática a seguir, o princípio de Lê Chatelier pôde ser comprovado por meio
dos experimentos, que ilustram claramente os fatores que contribuem com
deslocamento do equilíbrio químico.
Objetivo:
Verificar o deslocamento de um equilíbrio químico,demonstrando a
reversibilidade das reações químicos.
Materiais utilizados
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Tubos de ensaio
Pipetas
Tela de amianto
Bico de bunsen
Manta de aquecimento
Soluções e reagentes
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
Solução de cromato de potássio a 0,1mol/L
Solução de dicromato de potássio a 0,1 mol/L
Solução de acido clorídrico 1 mol/L
Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L
Acido clorídrico concentrado.
Procedimento experimental
Equilíbrio cromato – dicromato
1. Numeraram-se dez tubos de ensaio: Nos tubos de 1 a 5, colocou-se 2,0
ml da solução
cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Aos tubos 6
a 10, adicionou 2,0 ml da solução de dicromato de potássio (K2CrO7) 0,1
mol/L.
2. Ao tubo 2, adicionou 0,5 ml (ou até que ocorresse mudança da cor) da
solução de ácido clorídrico 1,00 mol L-1 e agitou. Comparou com a
coloração do tubo 1.
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3. Ao tubo 3, adicionou 0,5 ml de solução de ácido clorídrico 1,00 mol L -1.
Observou o resultado, em seguida adicioou 1,0 ml de NaOH. Anotou o
ocorrido.
4. Ao tubo 7, adicionou 1,0 ml (ou até a mudança da cor) de solução de
NaOH 1,00 mol L-1 e agitou. Comparou com a coloração do tubo 6.
5. Ao tubo 8, adicionou 0,5 ml de solução de NaOH 1,00 mol L-1 observou
o resultado, em seguida adicionou 1,0 ml de HCl, anotou o ocorrido.
Equilíbrio de [CoCl4]2-/[Co(H2O)6].
Não foi possível a realização desta prática devido a falta de material no
laboratório.
Resultados e discussão
É de importância ressaltar que a obtenção destes resultados se fez de
maneira bastante minuciosa e de conhecimentos já existentes dos praticantes
em relação o que posteriormente iria acontecer após cada reação.
Ao adicionar cromato de potássio nos cinco primeiros tubos de ensaio e
dicromato de potássio nos tubos 6 a 10, verificou-se a coloração amarela e
laranja, respectivamente, oriunda de suas características. Quando colocou ao
tubo 2 a solução de acido clorídrico 1 mol/L observou-se a mudança da cor
amarela
para
a
cor
laranja.
Já
quando
se
adicionou
no
tubo
7
aproximadamente 3 mL de NaOH à solução de dicromato de potássio,
observou-se que a cor laranja, característica da solução, mudou para a cor
amarela, característica da solução de cromato de potássio.
Isso ocorre por causa do equilíbrio:
2CrO42- (aq) + 2H+ (aq)
Amarelo
Cr2O72- (aq) + H2O (l)
Laranja
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Na primeira parte da equação há H+ em excesso, com a adição de HCl,
não adicionou apenas a substancia HCl, mas também H+, o que faz segundo
Le Chatalier o sistema se deslocar para o sentido oposto, como possui H+ nos
reagentes e adicionou mais H+ , a reação tenta entrar em equilíbrio, ou seja,
tenta gastar o H+ , para isso ela transforma-se em produtos, daí o
deslocamento no sentido da formação do dicromato e de água. Por esse
motivo a reação passa de amarela (cor característica do cromato) para laranja
(cor característica do dicromato). Entretanto na segunda parte houve um
consumo de H+, dessa maneira o equilíbrio se desloca no sentido de formar
íons CrO42- dando cor amarela à solução (característica da solução de cromato
de potássio).
Quando adicionou ao tubo 3 contendo cromato de potássio (K 2Cr2O4)
0,5mL de ácido clorídrico a solução passa da cor amarela para a laranja, pois o
equilíbrio se desloca no sentido a formar íons Cr2O72- dando o aspecto laranja à
solução. Já quando adicionou-se NaOH a solução permaneceu da mesma cor
o que não deveria ter ocorrido já que o H+ é consumido, dessa maneira o
equilíbrio se desloca no sentido de formar íons CrO 42- dando a cor amarela à
solução.
Quando adicionou ao tubo 8 contendo dicromato de potássio (K 2Cr2O7)
0,5 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH), o mesmo não mudou de cor,
em seguida ao adicionar acido clorídrico (HCl) o dicromato permaneceu da
mesma cor, laranja. Entretanto, diante da pesquisas literárias a solução quando
em contato com NaOH apresentar-se-ia amarela já que haveria um consumo
de H+, dessa maneira o equilíbrio se deslocaria no sentido de formar íons
CrO42- dando a cor amarela à solução. O equivoco pode estar relacionado à
baixa quantidade de NaOH adicionado a solução. Em seguida com a adição do
acido clorídrico a solução se apresentaria laranja, pois, adicionou mais H+
portanto, a reação tenta entrar em equilíbrio, ou seja, tenta gastar o H+ .Por
esse motivo a reação passaria de amarela (cor característica do cromato) para
laranja (cor característica do dicromato)
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Conclusão
Como já mencionado no primeiro parágrafo de resultado e discussão, os
resultados obtidos não foram totalmente satisfatório, pois,os resultados não
mostrava com clareza os efeitos do equilíbrio químico.De fato,temos
conhecimento que qualquer uma das
soluções que estava presente no
experimento está sujeita há algum tipo de impureza, e também devido a
possibilidade de possíveis erros humanos durante a realização do experimento,
comprometendo assim os resultados esperados .Entretanto com a realização
desta experiência foi possível perceber que certos fatores contribuem com
deslocamento do equilíbrio químico.
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Referencia bibliográfica
1. Brown, Theodore L.; Química a Ciência Central – 9ª edição, São Paulo:
Pearson Prentice Hall, 2005.
2. Equilíbrio. Disponível em:
químicohttp://www.dracena.unesp.br/graduacao/arquivos/quimica_geral/
equil%C3%ADbrio_quimico.pdf. Acesso em: 26/03/2012
3. Fundamentos da Química; Feltre Ricardo; ed. Moderna; 4ª edição, São
Paulo, 2005
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Anexos
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) + 2H+(aq)
(verde)
C55H74O5N4(aq) + Mg+2(aq)
(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.
Resolução:
Quando verduras e vegetais destinados à alimentação, são preparados por
meio de cozimento, mudanças químicas podem ocorrer na estrutura da
clorofila.O Mg(II) presente na estrutura da clorofila pode ser substituído por dois
íons H+ provenientes de ácidos liberados ou adicionados ao sistema durante o
cozimento. Essa reação é denominada feofitinização e a nova molécula
formada é a feofitina. Durante esse processo, a cor verde escura da clorofila é
substituída pela cor verde amarelada das feofitinas. De acordo com a equação
geral descrita a seguir:
Para evitar a ocorrência dessa reação e assim preservar a cor verde de
verduras e vegetais, deve-se cozinhá-los rapidamente ou acrescentar
bicarbonato de sódio durante a sua preparação.
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2. A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”.
O equilíbrio dessa amina é:
CH3-NH2(aq) + H2O(l)
(cheiro de peixe)
CH3-NH3+(aq) + OH-(aq)
(sem cheiro)
Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte
cheiro de peixe? Explique.
Resolução:
O odor de peixe é causado por um composto de fórmula CH 3–NH2, chamado
metilamina, proveniente da decomposição de certas proteínas do peixe. Este
composto é uma base parecida com a amônia (NH3). No equilíbrio, em meio
aquoso, temos:
H3C–NH2 + H2O ⇄ H3C–NH3+ + OH –
Para retirar o cheiro de peixe que fica nas mãos logo após seu preparo utilizase suco de limão ou vinagre (solução contendo aproximadamente 6% de ácido
acético) para lavar as mãos e eliminar o odor de peixe. O limão e o vinagre são
ácidos (H+) e vão neutralizar a metilamina responsável pelo cheiro do peixe. A
metilamina reage com ácidos para formar o íon metilamônio, que não tem
cheiro.
3. De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em
águas potáveis e cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes.
3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 + 2NaF
3Ca3(PO4)2.CaF2 + 2NaOH
Resolução:
Durante a formação do esmalte dos dentes, vários íons são incorporados aos
cristais de hidroxiapatita, tais como: estrôncio, magnésio, carbonatos e fluoreto.
Esse cristal sofre dissolução por ácidos, estes determinam as bases químicas
das lesões de cárie. O cristal de apatita carbonatada que é inferior e sofre fácil
dissolução por ácidos, ocorre na região cervical e nas fissuras (locais de maior
formação de cáries). Entre os cristais de hidroxiapatita há uma fina rede de
material orgânico com muita proteína e polissacarídeos (gel amorfo).
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Superfície de esmalte com pH baixo ocorre a desmineralização. Se houver
flúor presente esta desmineralização não ocorre, pois há deposição de apatita
fluoretada. Quando o pH cai para 5.5 a camada de fosfato cai.
O flúor promove a formação de hidroxiapatita semelhante a ideal em maior
quantidade, com mais estabilidade e menor solubilidade. No meio do cristal
existe um ponto mais
fraco,
com mineral solúvel chamado apatita-
carbonatada que se utiliza
do flúor durante a formação do dente e assim tem-se menos apatita
carbonatada nessa área. Além disso aparece uma fina camada de flúor
apatita na superfície do cristal tornando o dente mais resistente a cárie.