Equilibrio Quimico

O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalanceie ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (K) permaneça constante, desde que a temperatura na mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante.

Experimento 1: O efeito da mudança de temperatura sobre o estado de equilibro.
Primeira reação: Cu(s) + 4HNO3(aq) ------> Cu(NO3)2 (aq) + 2H2O(l) + 2 NO2(g)
Aquecimento e resfriamento: 2 NO2(g) ↔ N2O4(g) Neste experimento, observa-se que a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, que converte o dióxido de nitrogênio em tetróxido de dinitrogênio. A recíproca é verdadeira: o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica (absorve calor), que converte o tetróxido de dinitrogênio em dióxido de nitrogênio.
K= ([N_2 O_4])/〖[〖NO〗_2]〗^2

Experimento 2: O equilíbrio dicromato/cromato em solução aquosa
Tubo A - K2Cr2O7(aq)
Tubo B - K2Cr2O7(aq) + 2NaOH(s) ↔ Na2Cr2O7(aq) + 2 KOH(aq)
K= (〖[Na_2 Cr_(2 ) O_7]〗^ [KOH]²)/(〖[〖K_2 Cr〗_2 O_7]〗^ 〖[NaOH]〗^2 )
Tubo C - K2Cr2O7(aq) + H2SO4(aq) ↔ 2K+ + Cr2O72-(aq) + 2H+(aq) + SO42-(aq)
Tubo D - K2CrO4(aq)
Tubo E - K2CrO4(aq) + NaOH(s) ↔ 2K+ + 2 CrO42-(aq) + Na+ + OH-
Tubo F - K2CrO4(aq) + H2SO4(aq) ↔ 2K+ + 2 CrO42-(aq) + 2H+(aq) + SO42-(aq) Neste