Relatório de Equilibrio Químico

RELATÓRIO

Aula Prática Equilíbrio Químico

Muitas reações não se processam totalmente, como se poderia esperar.
Por exemplo, reagindo 1 mol de H2 com 1 mol de I2, esperaríamos que se formasse 2 mois de HI, de acordo com a equação: H2 (g)
+ I2(s) 2HI(s) marrom incolor
No entanto, mesmo a elevadas temperaturas não obteríamos mais que
1,6 mols de HI, restando ainda no sistema 0,2 mols de H2 e 0,2 mols de I2. Além disso, mantendo-se constantes as condições do sistema, estas concentrações não variam mais com o tempo. Então dizemos que a reação se processa até um certo ponto e então, pára. A partir do tempo em que as propriedades macroscópicas do sistema não mais se alteram, dizemos que o sistema está em equilíbrio. Neste exemplo citado, a propriedade macroscópica muito importante é a cor do sistema por causa do reagente I2. No início 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, poderíamos dizer que o equilíbrio é estático, isto é, que a reação simplesmente parou em determinado ponto. No entanto alguns experimentos mostram que, na realidade, o equilíbrio é Dinâmico, ocorrendo, simultaneamente, duas reações:
Reação 1: H2 (g)
+ I2(s) 2HI(s)
Reação 2: 2HI(s)
H2 (g) + I2(s)
No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais. Porém, no início a reação 1 é rápida e a segunda é lenta. Isso só acontece porque a velocidade de uma reação depende das concentrações das espécies que estão reagindo. Desta forma, no inicio só existem H2 e I2.
À medida que a reação prossegue, são reduzidas as concentrações H2 e
I2, diminuindo a velocidade da reação 1. Por outro lado, a concentração do produto HI vai aumentando