Equilíbrio Quimico

UFPR – Universidade Federal do Paraná
Engenharia Química
Introdução à Química Experimental – Aula 7
Equilíbrio Químico Neste estudo foi observado o analisado o comportamento de alguns sistemas em equilíbrio antes e após algumas mudanças como temperatura e concentração dos reagentes e produtos, e os efeitos relacionados ao princípio de Le Chatelier.

1º Experimento – Efeitos da Mudança de Temperatura Para o primeiro experimento foi necessário obter dióxido de nitrogênio (NO2) através de uma reação entre uma pequena quantidade de cobre metálico (Cu) e ácido nítrico (HNO3) concentrado (formando também como subproduto nitrato de cobre II Cu(NO3)2 e água) conforme a equação a seguir:

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 4H2O Logo em seguida, o gás NO2 acaba se dimerizando e formando N2O4, um gás de cor laranja, conforme a equação:

NO2 ⇌ N2O4

Esta reação entra em estado de equilíbrio entre a “fase” incolor, do dióxido, e a de cor laranja, do dímero. Para estudar a natureza desta reação foi alterada a temperatura do sistema, primeiramente, mergulhando o tubo de ensaio que continha os gases (presos por uma rolha) no banho maria, e, conforme a temperatura aumentava, o laranja do sistema se tornava mais intenso, ou seja, a concentração de N2O4 aumentava em relação a de NO2. Em seguida, o tubo de ensaio foi posto em contato com gelo por alguns segundos até que se resfriasse, observou-se que a cor laranja se tornava cada vez mais fraca conforme a temperatura do sistema era reduzida, portanto, a concentração de NO2 aumentava em relação a de N2O4. Conclui-se que a reação direta do equilíbrio em questão é uma reação endotérmica, ou seja, que absorve energia (-ΔH), portanto, se é fornecida energia externa ao sistema, segundo o princípio de Le Chatelier, o sistema “tentará” amenizar essa alteração, consumindo a energia recebida para formar o reagente direto N2O4. De forma análoga, a reação inversa é exotérmica, que absorve