Quimica

Prática nº 7
Equilíbrio Químico

Objetivos:
a) Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;
b) Reconhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico: Principio de Le Chatelier; e
c) Determinar uma constante de equilíbrio.

Introdução Muitas reações químicas não se procedem totalmente, como se poderia esperar. Por exemplo, reagindo 1 mol de H₂ com 1 mol de I₂, poder-se-iam esperar obter 2 mol de HI, de acordo com a equação
+ ↔
Gás gás gás
Incolor marrom incolor No entanto, mesmo à temperatura de 400° C não se obtém mais que 1,6 mol de HI, restando ainda no sistema 0,2 mol de H₂ e 0,2 mol de I₂. Além disso, mantendo-se constantes as condições do sistema, estas concentrações não variam mais com o tempo. Dir-se-ia que a reação se processa até certo ponto e então para. A partir do tempo em que as propriedades macroscópicas do sistema não mais se alteram, diz-se que o sistema está em equilíbrio. No exemplo citado, uma propriedade macroscópica muito importante é a cor do sistema por causa do reagente I₂. No inicio da reação, a intensidade da cor é máxima, diminuindo com o tempo, até permanecer constante no equilíbrio. Neste caso, a permanência da cor é importante indicação de que realmente a reação não se processou até o fim, pois, se isso acontecesse, o sistema final seria incolor. À primeira vista, poder-se-ia ter a impressão de que o equilíbrio é ESTÁTICO, isto é, que a reação simplesmente parou em determinado ponto. No entanto, experiências (inclusive com radioisótopos) mostram que, na realidade, o equilíbrio é DINÂMICO, ocorrendo, simultaneamente, duas reações; uma formando 2HI e I₂ a partir do produto formado HI. Dessa forma pode-se escrever:
Reação I: H₂ + I₂  2HI
Reação II: 2HI  H₂ + I₂ No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais, explicando-se desta maneira porque nada mais se modifica sob o aspecto macroscópico. É fácil compreender que, no inicio,