Obtenção de um equilíbrio químico

Introdução:

Um equilíbrio químico forma-se quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação inversa. Nesse ponto, as concentrações individuais dos reagentes e dos produtos mantêm-se constantes, mas elas não são necessariamente iguais.

Algumas “pertubações” podem ser realizadas no sistema a fim de deslocar o equilíbrio, tais como a variação da concentração, da pressão e da temperatura. O princípio de Le Chatelier diz que quando se aplica alguma perturbação externa sobre um sistema químico em equilíbrio, ele irá se deslocar de forma a minimizar tal perturbação. Por exemplo, como explica o texto Variação da Temperatura e Deslocamento do Equilíbrio Químico, um aumento na temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido que absorva calor, isto é, para a reação endotérmica. Por outro lado, a diminuição da temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).

Para ajudar a visualizar como isso ocorre, vamos realizar um experimento que envolve o seguinte equilíbrio:

                                                                             NO_2(g)   ↔   N₂O_{4(g)
                                                                                                     “castanho       “incolor”
                                                                                                 avermelhado”}

Essa é uma reação de dimerização do dióxido de nitrogênio (NO₂). A cada duas moléculas desse gás unidas, uma molécula de tetróxido de dinitrogênio (N₂O₄) é formada. Visto que esses gases apresentam cores diferentes, é possível visualizar facilmente se a reação está em equilíbrio ou se ela está deslocada para algum dos lados. Veja como:

Materiais e Reagentes:

* 1 cm de fio de cobre;

* Um balão volumétrico de 200 mL ou uma garrafa de vidro transparente com rolha;

* Ácido nítrico (HNO₃) comercial concentrado;

* Um conta-gotas;

* Algum recipiente onde caiba o balão volumétrico;

* Água fervendo;

* Gelo.

Procedimento Experimental:

1. Coloque o pedaço de fio de cobre dentro da garrafa ou do balão volumétrico;

2. Adicione 30 gotas de ácido nítrico, o que corresponde a 1,5 mL (20 gotas são 1 mL);

3. Feche bem e observe a formação do equilíbrio químico;

4. Agora coloque a garrafa no banho de gelo e observe;

5. Por último, coloque a garrafa na água fervendo e observe novamente o que acontece.

Resultados e Discussão:

O cobre metálico reage com o ácido nítrico a quente, em presença de oxigênio, e forma o dióxido de nitrogênio (NO₂):

3 Cu^o_(s) + 8 HNO_3(aq) → 3 Cu(NO₃)²_(aq) + 2 NO_(g) + 4 H₂O_(l)
2 NO_(g) + O_2(g) → 2 NO_2(g)

Na imagem abaixo são mostrados vários fios de cobre em solução de ácido nítrico. Veja a formação do dióxido de nitrogênio, o gás de cor castanho-avermelhada, parecida com a cor de um tijolo.

Assim que a reação começar no experimento em questão, essa cor do gás ficará bem forte no sistema, parecida com o aspecto da primeira garrafa da imagem inicial. Com o passar do tempo, porém, ocorrerão a dimerização do NO₂ e a formação do N₂O₄, que é um gás incolor e, por isso, a intensidade da coloração do gás diminuirá, mas não chegará a ficar totalmente incolor, pois é uma reação reversível, ocorrendo reação também no sentido de formação do regente NO₂. Assim, em temperatura ambiente, quando o sistema atingir o equilíbrio, a coloração do gás ficará parecida com a segunda garrafa da imagem inicial, um tom laranja mais claro.

Agora quando colocamos a garrafa no banho de gelo, observamos que o sistema vai ficando incolor. Pelo Princípio de Le Chatelier já mencionado, quando se diminui a temperatura, favorece-se o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). No caso em questão, sabemos que é a reação direta, de formação do N₂O₄, pois ele é o gás incolor. Temos, então, que a obtenção do gás N₂O₄ é um processo exotérmico:

NO_2(g) ↔ N₂O_4(g) ∆H < 0

Por outro lado, quando colocamos a garrafa na água fervendo, a coloração castanho-avermelhada fica mais intensa, mostrando que houve um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa, de formação do NO₂, e que, portanto, essa reação é endotérmica.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química