| Equilíbrio Químico |
| Princípio de Le Chatelier e a Influência da Concentração de um dos Componentes |
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Devido ao seu espírito empreendedor e a vontade de ser seu próprio patrão, você decide abrir um negócio. Faltava apenas um detalhe, o capital. Felizmente um amigo rico teve a mesma idéia e lhe ofereceu sociedade. Ele contribuiu com o capital e você terá que colaborar com a força de trabalho. Ele quer montar uma fábrica de “galinho do tempo”. Uma miniatura do galináceo, em plástico, que adquire coloração azul quando o clima está bom e rosa em dias chuvosos. Na verdade, essa “misteriosa previsão” se baseia no equilíbrio químico envolvendo a substância que envolve o galinho, o azul de cobalto II.
O cobalto (II) não existe em solução aquosa como um íon livre, mas na forma de um íon complexo, onde 6 moléculas de água se ligam com orbitais vazios do cobalto (II). Isso gera um íon complexo rosa: Co(H2O)6+2. Na presença de íons cloreto, um complexo diferente se forma, o íon complexo azul CoCl4-2. Pode-se acompanhar o desenvolvimento da reação, ou o deslocamento do equilíbrio, pela mudança de cor da reação representada pela seguinte equação: Co(H2O)6+2 + 4Cl- <==> CoCl4-2 + 6H2ORosa Azul Em dias chuvosos a umidade do ar aumenta muito e o equilíbrio é deslocado para a direita, o que deixa o galo róseo. Em dias de clima seco, ocorre o contrário, prevalecendo a cor azul. Para se produzir um produto de qualidade, é muito importante garantir também a qualidade da matéria prima. E uma maneira fácil e rápida que você encontrou, para avaliar as condições em que o cloreto de cobalto (II) que um fornecedor lhe entrega toda a semana, é avaliar o equilíbrio entre as duas formas de seus íons. Nessa simulação você não vai apenas observar a variação das concentrações de equilíbrio através das cores, mas também fará a leitura direta das mesmas. Note que nas soluções estoque, os íon cobalto (II), do composto CoCl2 (aq), existem como os íons Co(H2O)6+2 and Cl-. Atividade: Use as concentrações de equilíbrio após cada etapa para determinar a constante Kc para a reação acima. 1. Adicione 25 mL de solução 1M de CoCl2 a um Erlenmeyer de 250 mL vazio. A esse mesmo Erlenmeyer adicione 50 mL de água para facilitar a visualização da mudança de cor. Agora adicione incrementos de 1 mL de HCl 12 M até a mudança de coloração. Observe se ocorre variação de temperatura. ( Dica: digite 1 para o volume a ser transferido na barra de transferência precisa, e continue clicando no botão “Transferir” até você perceber a mudança. Conte o número de cliques para determinar o volume total adicionado. Aguarde o equilíbrio térmico -temperatura constante- para calcular o Kc, pois as concentrações variam com a temperatura) 2. Preveja o efeito de se remover os íons cloreto. Agora remova alguns dos íons cloreto pela adição de um pouco de nitrato de prata (Dica: adicione, sucessivamente, porções de 1 mL de nitrato de prata até deslocar o equilíbrio ao invés de adicionar grandes quantidades de uma só vez).
Note, pela equação acima, como os íons Ag+ removem os íons cloreto livres da solução por precipitação. 3. Preveja o efeito da adição de HCl à reação. Transfira todo o conteúdo do Erlenmeyer usado nesse experimento para um Erlenmeyer de 500 mL vazio. Agora adicione HCl em pequenas quantidades até que o equilíbrio seja deslocado. |
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