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1. CARACTERÍSTICAS TÉCNICAS

1.1 Equipamento necessário

Computador PC-IBM compatível, com placa gráfica VGA ou EGA (640x480).

A interacção torna-se mais eficaz usando o rato ("mouse"), embora possa também ser feita usando as teclas (ver "comandos" no cap. 2)

A versão apresentada, programada com o compilador de C da Borland International, requer os seguintes ficheiros, indicados com a respectiva extensão:

1.2 Ficheiros Principais

QUIMICA.EXE
EXPOEN.CIN
LECHAT:HLP

Ficheiros auxiliares

lechat.bat
gato.ima
lechat.pcx
egavga.bgi
run.exe
lechat.txt (manual em texto ASCII)

1.3 Instruções Gerais

Recomenda-se que o utente efectue uma cópia de salvaguarda da disquete com o programa.

Pode correr o programa directamente da disquete ou copiá-lo para uma directoria do disco duro.

Se o cursor estiver posicionado na disquete (A: ou B:) tecle LECHAT, premindo de seguida a tecla «enter». Se tiver copiado o conteúdo da disquete para o disco duro, posicione-se na directoria onde está o programa, tecle LECHAT e «enter».

Depois de um ecrã de apresentação, que se manterá durante um tempo aproximado de 10 segundos (ou que desaparecerá premindo qualquer tecla), aparece o primeiro menu, com o aspecto apresentado na fig.1.

FIG. 1 O equilibrado gato do Sr. Henri LE CHATelier (1850-1936).


2. COMO FUNCIONA O PROGRAMA

Para iniciar o programa, deverá escolher uma das equações químicas representadas, usando o rato ou as teclas. No primeiro caso, posicione a seta na área que pretende seleccionar, pressionando de seguida o botão esquerdo do rato (clique). No segundo caso, digite o número relativo à reacção que desejar simular. A partir deste momento, todas as indicações relacionadas com o rato que dermos neste manual, supõem a possibilidade alternativa do uso das teclas (ver "comandos" no final deste capítulo).

Poderá ainda, neste primeiro ecrã, voltar ao DOS, escolhendo a opção "eject". Pode ainda terminar o programa premindo a tecla "Esc", em qualquer fase da sua execução.

Recomendamos que inicie a sua simulação com a equação esquemática mais simples (1). (ver Fichas de Trabalho no capítulo "Tópicos para o aluno").

Depois de escolhida a reacção química a estudar, aparece o ecrã principal, espaço onde decorrerão todas as simulações. As interacções com o programa podem ser feitas a todo o momento, posicionando a seta do rato numa das áreas apresentadas na fig.2 e premindo o botão direito.

FIG. 2 Ecrã principal do programa LE CHAT.

LEGENDA:

1. Voltar a simulação ao início.

2. Arranque da simulação ("play").

3. Pausa na simulação.

4. Observar o sistema químico depois de atingido o equilíbrio químico. (final da simulação)

5. Ajuda. Depois de cada alteração feita no sistema (alteração de volume, alteração de concentrações, etc), o utilizador pode compreender melhor porque é que o sistema se deslocou (ou não) num ou noutro sentido. Esta ajuda tem ainda um glossário com cerca de uma dezena de conceitos fundamentais em equilíbrio químico e instruções de comando, acessíveis a qualquer momento.

6. Saída para o menu anterior (escolha de outra equação ou fim do programa, regresso ao DOS).

7. Visualização recorrendo à representação de moléculas

8. Visualização por meio do gráfico de concentrações em função do tempo.

9. Visualização em termos do gráfico de Q (quociente da reacção), «contra» K (constante de equilíbrio).

10. Alterações de volume (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores).

11. Alterações de temperatura (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores).

12. Alterações da constante de equilíbrio.

13. Alterações de concentrações (clique em ^ ou para aumentar ou diminuir valores).

14. Introdução de um catalisador.

15. Modo Jogo (inactivo nesta primeira versão)

3. Note que a dupla seta <=> verde pisca ora para a esquerda, ora para a direita, ora no meio, consoante a composição dos sistema se altera no sentido da reacção inversa, da reacção directa, ou se mantém, respectivamente.

A dupla seta <=> poderá piscar 5 ou 6 vezes seguidas e não se dar início à simulação. Tal acontecerá se um erro de cálculo se verificar (partir de concentrações iniciais nulas para produtos e um de dois reagentes, por exemplo)

4. Algumas indicações relativas aos comandos (manuseamento sem rato), também explicadas no próprio programa, são apresentadas seguidamente:

2.1 Comandos

(Os símbolos respectivos são semelhantes aos de um gravador.)

> [PLAY] -ENTER no teclado

Inicia ou recomeça a simulação da reacção a partir dos valores apresentados na coluna da direita.

|| [PAUSA] SPACE no teclado

Suspende a simulação da reacção. Para continuar, carregar em > (ENTER).

» [AVANÇO RÁPIDO] ( no teclado)

Avança até ao estado de equilíbrio (situação final).

|« [RETROCESSO RÁPIDO] ( no teclado)

Retrocede até ao estado em que foi efectuada a última modificação no sistema.

? [AJUDA] (F1 no teclado)

Explica - de acordo com a equação escolhida - o efeito da última transformação efectuada na composição do sistema. Permite também consultar um tópico específico ou um resumo dos comandos mais importantes.

_ [SAIR] (ESC no teclado)

Permite regressar ao menu anterior e escolher outra reacção ou terminar.

+/- [AUMENTAR/DIMINUIR] (teclas + e - para alterar)

Permite alterar os valores ou definir as condições iniciais da reacção.

CATALISADOR (F6 no teclado)

Permite adicionar ou retirar um catalisador. O aumento de velocidade é fixo e tem um valor de 3 vezes a velocidade normal.

2.2 Modos de visualização

[PONTOS] (F2 no teclado)

O número de pontos de cada cor é directamente proporcional à concentração da espécie química que representa.

[CONCENTRAÇÕES] (F3 no teclado)

Gráfico da variação das concentrações de reagentes e produtos, em função do tempo desde a última modificação efectuada. O valor mais à direita representa a situação de equilíbrio. A escala de concentrações é ajustada quando se efectua alguma alteração no sistema que implique novos valores para concentrações.

[QUOCIENTE DA REACÇÃO] (F4 no teclado)

Gráfico do Quociente da reacção (Q) em função do tempo, tendo como referência a constante de equilíbrio.


3. CONTEÚDOS QUE ABRANGE E RELAÇÕES COM OS CURRICULOS ESCOLARES

O programa LE CHAT-Simulações em Equilíbrio Químico- consiste basicamente numa ilustração no computador, de forma gráfica, do fenómeno do Equilíbrio Químico.

Pretende-se, em particular, visualizar as alterações produzidas em sistemas químicos gasosos por alterações de concentrações de reagentes ou produtos, temperatura do sistema ou pressão (volume) a que o sistema está sujeito, em conformidade com o Princípio de Le Châtelier.

O programa destina-se, nesta primeira versão, a alunos dos 10º e 12º anos de escolaridade; algumas áreas de disciplinas específicas da opção de Quimicotecnia, que se relacionem com este tema, poderão igualmente fazer uso deste programa. Alunos de Química Geral dos primeiros anos universitários podem também utilizar eficazmente esta simulação.

No capítulo "Tópicos para o aluno", encontram-se Fichas de Trabalho para vários níveis e que poderão ser utilizadas como roteiros de acompanhamento deste programa de computador.


4. NOTAS PARA O PROFESSOR

4.1 Introdução

Num programa desta natureza, não é possível tratar simultaneamente as questões da cinética e da extensão das reacções químicas.

Seguiu-se uma cinética estritamente exponencial para efeitos de programação, obtendo-se resultados coerentes e adequados para o tipo de reacções estudadas.

O programa que aqui se apresenta encontra-se na sua primeira versão. Espera-se melhorar a actual versão, num futuro próximo, com a ajuda do «feed-back» de alunos e professores. Ideias como um conjunto mais completo de equações químicas para estudo, uma hipótese de previsão qualitativa e quantitativa por parte do aluno antes de observar no monitor a reacção do sistema a uma determinada alteração ("modo jogo", ainda inactivo na presente versão), ou outros tipos de apresentação gráfica estão em fase de desenvolvimento.

No capítulo seguinte ("Notas para o Aluno"), apresenta-se um conjunto de Roteiros de Trabalho que poderão ser usados pelo aluno, nos respectivos níveis de ensino, com a colaboração do professor.

Ao nível do 10º ano, são apresentados dois roteiros. O primeiro, A1, é mais pormenorizado e inclui instruções de comando. Destina-se a alunos "iniciados" em computadores e/ou equilíbrio químico. O segundo roteiro, A2, por seu turno, é mais aberto e sintético. Ao nível do 12º ano, é apresentado o roteiro A3. Os alunos deste nível com mais dificuldades poderão seguir numa fase prévia os roteiros A1 ou A2.

Apresentamos, no final deste capítulo, as 6 equações químicas do programa, o conjunto de justificações e as palavras chave apresentadas na opção de "ajuda" deste programa:

4.2 Equações Químicas

A + B <=> C + D

A + B <=> C +2 D

2A + 3B <=> 2C + D

2N2 (g) + 3H2 (g) <=> 2NH3 (g)

2SO3 (g) <=> 2SO2 (g) + O2 (g)

N2H4 (g) + O2 (g) <=> N2 (g) + 2H2O (g)

4.3 Ajuda

AUMENTO DA CONCENTRAÇÃO

No sistema em equilíbrio

A + B <=> C + D

aumentar |A| (sistema momentaneamente aberto) é favorecer a reacção no sentido directo (seta para a direita).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: aumento de |A|.

Se se aumentar |C| o contrário acontece, isto é, a reacção é favorecida no sentido inverso (seta para a esquerda).

Quantitativamente, Q = |C| |D| / |A| |B| torna-se inferior a K por aumento de |A|. Só volta a ser igual a K se |C| |D| aumentar, o que se verifica pelo favorecimento da reacção no sentido directo. De modo semelhante, o aumento de |C| torna Q superior a K até que no novo equilíbrio, Q = K, à custa da transformação no sentido inverso.

REDUÇÃO DA CONCENTRAÇÃO

No sistema em equilíbrio A + B <=> C + D reduzir |A| (sistema momentaneamente aberto) é favorecer a reacção no sentido inverso (seta para a esquerda).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: redução de |A|.

Se se reduzir |C| (ou |D|) o contrário acontece, isto é, a reacção é favorecida no sentido directo (seta para a direita) .

Quantitativamente, Q = |C| |D| / |A| |B| torna-se superior a K por aumento de |A|. Só volta a ser igual a K se |C| |D| diminuir, o que se verifica pelo favorecimento da reacção no sentido inverso. De modo semelhante, diminuir |C| (ou |D|) torna Q inferior a K até que no novo equilíbrio, Q = K, à custa da transformação no sentido directo.

REDUÇÃO DE VOLUME

Reduzir o volume é aumentar a concentração de todas as espécies. O efeito é igual em reagentes e produtos nos casos A + B <=> C + D ou aA + bB <=> cC + dD com a + b = c + d, pelo que, para este tipo de reações, a variação de volume não tem nenhuma implicação no estado de equilíbrio.

Mas o efeito de aumento de concentração é maior nos reagentes se a + b > c + d, favorecendo-se então a reacção no sentido directo (seta para a direita).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: aumento da concentração com maior reflexo nos reagentes.

O efeito de aumento de concentração é maior nos produtos se a + b < c + d, favorecendo-se então a reacção no sentido inverso (seta para a esquerda).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: aumento da concentração com maior reflexo nos produtos.

Em qualquer dos casos diminuir o volume é aumentar a pressão do sistema e tem como efeito a transformação que conduz à diminuição do número de moléculas, assim contrariando o aumento de pressão. Quantitativamente:

- Se a + b > c + d, Q torna-se menor que K e só volta a ser igual a K graças a transformação no sentido directo.

- Se a + b < c + d, Q torna-se maior que K e só volta a ser igual a K graças a transformação no sentido inverso.

- Se a + b = c + d, Q mantém-se igual a K.

AUMENTO DE VOLUME

Aumentar o volume é reduzir a concentração de todas as espécies. O efeito é igual em reagentes e produtos nos caso

s A + B <=> C + D ou aA + bB <=> cC + dD com a + b = c + d,

pelo que, para este tipo de reações, a variação de volume não tem nenhuma implicação no estado de equilíbrio.

Mas o efeito de redução de concentração é maior nos reagentes se a + b > c + d, favorecendo-se então a reacção no sentido inverso (seta para a esquerda).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: redução da concentração com maior reflexo nos reagentes. O efeito de redução de concentração é maior nos produtos se a + b < c + d, favorecendo-se então a reacção no sentido directo (seta para a direita).

O sistema "responde" contrariando o efeito directo da perturbação a que foi sujeito: redução da concentração com maior reflexo nos produtos.

Em qualquer dos casos aumentar o volume é diminuir a pressão do sistema; o seu efeito é a transformação que conduz ao aumento do número de moléculas, contrariando assim a diminuição de pressão.

Quantitativamente:

- Se a + b > c + d, Q torna-se maior que K e só volta a ser igual a K graças a transformação no sentido inverso.

- Se a + b < c + d, Q torna-se menor que K e só volta a ser igual a K graças a transformação no sentido directo.

- Se a + b = c + d, Q mantém-se igual a K.

AUMENTO DE TEMPERATURA

Para uma reacção endotérmica A + B <=> C + D, o aumento da temperatura favorece a transformação no sentido directo(seta para a direita). Para uma reacção exotérmica é favorecida a transformação no sentido inverso (seta para a esquerda). Para uma reacção atérmica nenhum efeito se regista.

Em qualquer dos casos, o sistema "responde" contrariando a perturbação a que foi sujeito: aumento de temperatura. Para tal, é favorecida a transformação em que há absorção de energia como calor, o que tende a diminuir a temperatura.

Um aumento de temperatura corresponde a um aumento da agitação atómico-molecular; o efeito é a transformação no sentido em que diminui essa agitação.

REDUÇÃO DE TEMPERATURA

Para uma reacção endotérmica A + B <=> C + D, a diminuição da temperatura favorece a transformação no sentido inverso (seta para a esquerda). Para uma reacção exotérmica é favorecida a transformação no sentido directo (seta para a direita). Para uma reacção atérmica não se regista nenhum efeito.

Em qualquer dos casos, o sistema "responde" contrariando a perturbação a que foi sujeito: redução de temperatura. Para tal, é favorecida a transformação em que há libertação de energia como calor, o que tende a fazer aumentar a temperatura. Uma diminuição de temperatura corresponde a uma diminuição da agitação atómico-molecular; o efeito é a transformação no sentido em que aumenta essa agitação.

ADIÇÃO DE UM CATALISADOR

A adição de um catalisador apenas tem efeito na velocidade da reacção, diminuindo o tempo que o sistema demora até atingir o equilíbrio.

A extensão da reacção não é afectada pela adição de um catalisador, não se alterando o equilíbrio, num ou noutro sentido.

Podemos dizer que o catalisador afecta o valor da energia de activação da reacção, diminuindo a barreira de energia necessária para haver conversão de reagentes em produtos e de produtos em reagentes. A extensão da reacção não depende do valor da energia de activação.

4.4 Palavras Chave

ATÉRMICA

Diz-se de uma reacção que não liberta nem utiliza energia, transferida sob a forma de calor. Quer dizer que o sistema não fornece nem recebe energia como calor das suas vizinhanças no decorrer da reacção. Não há variações de temperatura.

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Para uma reacção química genérica

aA + bB + .... <=> cC + dD + ...., define-se constante de equilíbrio, em termos de concentrações, para uma dada temperatura, por:

Kc=|C|ec . |D|ed ... / |A|ea . |B|eb em que |X|e representa o valor numérico da concentração ( em mol /dm3) de X no equilíbrio.

No caso de gases, a constante de equilíbrio pode também ser definida usando pressões:

Kp=|pC|ec . |pD|ed . ... / |pA|ea . |pB|eb, com |pX|e representando o valor numérico da pressão parcial de X no equilíbrio.

De notar que na expressão de Kp apenas figuram os componentes gasosos do sistema.

ENDOTÉRMICA

Diz-se de uma reacção que utiliza energia do exterior, transferida sob a forma de calor, num sistema fechado que, então, capta energia às suas vizinhanças. Tratando-se de um sistema isolado, a temperatura do sistema diminui durante a reacção até ser atingido o equilíbrio. Isto é, diminui o grau de agitação atómico-molecular.

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Situação atingida quando reagentes e produtos de uma reacção química mantêm constantes as suas concentrações ao longo do tempo.

Nesta circunstância, o ritmo de transformação de reagentes em produtos é igual ao ritmo de transformação de produtos em reagentes. Diz-se, pois, que o equilíbrio químico corresponde a uma situação dinâmica, significando isto que, atingido o estado de equilíbrio, não cessam as transformações reagentes-produtos e produtos-reagentes, mas antes se dão em igual ritmo, de tal forma que as respectivas concentrações não são alteradas.

EXOTÉRMICA

Diz-se de uma reacção que transfere energia para o exterior, sob a forma de calor, num sistema fechado que, então, fornece energia às suas vizinhanças. Tratando-se de um sistema isolado, a temperatura do sistema aumenta durante a reacção até ser atingido o equilíbrio. Isto é, aumenta o grau de agitação atómico-molecular.

PRESSÃO

Grandeza física definida como a força exercida por unidade de área. No Sistema Internacional, a sua unidade é o pascal.

1 Pa = 1 N/m2. Para a pressão de gases utiliza-se mais frequentemente a atmosfera (atm) (1 atm = 760 Torr 105 Pa, com 1 Torr = 1 mm Hg).

PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER

Se for imposta uma alteração a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeito.

QUOCIENTE DA REACÇÃO

Para uma reacção química genérica:

aA + bB + .... <=> cC + dD + ...., define-se quociente da reacção, em termos de concentrações, para um dado instante, como:

Q =|C|c . |D|d . ... / |A|a . |B|b

em que |X| representa o valor numérico da concentração ( em mol /dm3) de X.

SISTEMA

Porção de universo que se considera para estudo. Em particular, conjunto de reagentes no início da reacção (se só houver reagentes) ou conjunto de reagentes e produtos da reacção presentes.

Um sistema diz-se isolado se não puder trocar energia nem matéria com o exterior. Diz-se fechado se não puder trocar matéria com o exterior, embora possa trocar energia. Há ainda sistemas abertos, que podem trocar energia e matéria com o exterior.

GASES IDEAIS

Considera-se um gás ideal aquele cujo comportamento obedece à equação: PV = nRT, em que P representa a pressão do gás, V o volume ocupado pelo gás, n a quantidade (em mol) do gás, R uma constante (constante dos gases ideais) e T a temperatura absoluta a que o gás se encontra.

Do ponto de vista microscópico, um gás ideal é um gás em que se despreza o volume das próprias moléculas face ao volume do recipiente, bem como se desprezam as interacções entre as moléculas. Assim, para gases ideais, não é importante a qualidade das respectivas moléculas mas apenas a quantidade. Nas condições de pressão e temperatura normais (T=0 °C e P = 1 atm) uma mole de qualquer gás, considerado ideal, ocupa 22, 4 dm3. A pressão de um gás ideal é inversamente proporcional ao volume que ele ocupa e directamente proporcional à quantidade (em mol) de gás presente, para uma temperatura constante.

TEMPERATURA

A temperatura é uma medida da agitação média das moléculas que constituem um dado sistema. Assim, quanto maior for a energia cinética média das moléculas dum gás ideal, maior será a temperatura a que ele se encontra.


5. TÓPICOS PARA O ALUNO

5.1 Roteiro de Trabalho A1 (10º ano)

EXPLORAÇÃO DO PROGRAMA LE CHAT

1. Numa folha de trabalho onde vais fazer os teus registos escreve a equação genérica 1. Escolhe no ecrã de apresentação a equação genérica 1 (poderás fazê-lo com o rato ou teclando 1 - ler instruções no manual).

2. Esta reacção genérica representa um sistema homogéneo ou heterogéneo? Porquê? Poderás rever a noção de sistema, bem como de outros conceitos, no glossário do programa. Para tal, selecciona o rectângulo com o sinal ? (ou tecla F1) e escolhe a opção "tópicos". Depois, faz um duplo clique na palavra "sistema" (ver Fig.3).

Fig.3 Ajuda / glossário do programa Le Chat.

3. Regista os valores das concentrações de cada uma das espécies A, B, C e D e compara esses valores com o número de pontinhos (moléculas) de cada cor presentes no ecrã.

4. Inicia a simulação (tecla «enter» ou escolhe o rectângulo «play» com o rato).

Na tua folha representa de forma esquemática as reacções directa e inversa.

5. Faz um clique com o rato na tecla «pause» (ou carrega na tecla "spacebar") para interromper a simulação, cerca de 20s depois de a teres iniciado. O que aconteceu ao número de "pontinhos" (moléculas) respeitantes aos reagentes?A concentração de produtos aumentou ou diminuiu?

Podes confirmar as respostas a esta questão observando as variações das barras coloridas respeitantes a cada uma das espécies intervenientes nesta reacção.

6. Reinicia a simulação («play»). Qual das setas verdes, no sinal <=> que separa reagentes e produtos na equação química, está a piscar?

O que quererá isso dizer? Que só a reacção directa está a ocorrer? Ou que esta se está a processar a um ritmo maior do que a reacção inversa?

7. Observa agora o gráfico das concentrações em função do tempo (escolha directa com o rato no ícone respectivo ou tecla F3 depois de pausa).

O que notas graficamente em relação às concentrações de cada uma das espécies, à medida que se vai estabelecendo o estado de equilíbrio?

8. Aguarda agora que o sistema atinja a situação de equilíbrio (se quiseres, poderás avançar a simulação até esse ponto com a tecla de avanço rápido- |» -). Em vez de uma das setas verdes, pisca o sinal verde =, significando que o estado de equilíbrio foi atingido.

O que acontece agora às concentrações de cada uma das espécies?

Como poderás perceber, nesta simulação, que o equilíbrio corresponde a "um estado dinâmico"?

Fig.4 Gráfico com as concentrações de cada uma das espécies, uma vez atingido o equilíbrio.

9. Regista os valores das concentrações de cada uma das 4 espécies envolvidas no estado de equilíbrio.

Varia agora as concentrações de cada uma das espécies (sugestão: poderás colocar em 0,5 M (mol/dm3) as concentrações das quatro espécies A, B, C, e D, valores bem diferentes dos valores iniciais da primeira simulação; ver questão 3). Reinicia a simulação («play») e observa o que se passa.

Atingido o estado de equilíbrio, quais são as concentrações de cada uma das espécies? Haverá algo em comum entre o primeiro e o segundo estados de equilíbrio a que chegaste?

A título de curiosidade, calcula |C|x|D|/|A|x|B| para os dois estados de equilíbrio. Que conclusão podes tirar?

10. Aumenta agora a concentração de um dos reagentes, para o dobro, por exemplo.

Em que sentido prevês que se desloque o equilíbrio? Porquê?

Reinicia a simulação e confronta o que observas com a tua resposta à pergunta anterior.

Para obteres mais esclarecimentos, consulta a ajuda do programa (? ou F1) onde poderás ter acesso a algumas justificações do sucedido.

11. Repete o procedimento anterior

i) diminuindo a concentração de um reagente;

ii) aumentando a concentração de um produto;

iii) diminuindo a concentração de um produto.

12. Verifica se o Princípio de Le Châtelier (enunciado na "ajuda", F1) está em conformidade com o que observaste.

13. Diminui agora para metade (0,5 dm3) o volume do sistema (clique em + e - no rectângulo do volume ou teclas + e - depois de selecção do rectângulo com as setas do teclado, isto é, sem rato).

Reinicia a simulação e tira conclusões sobre a forma como a variação de volume afecta este sistema químico.

Fig. 5 O volume em que ocorre a reacção foi reduzido.

14. Volta agora ao primeiro ecrã (clique no botão do canto superior direito ou premir a tecla "Esc") e selecciona a equação 2.

Que diferença existe entre esta equação e a primeira?

15. Inicia a simulação com os dados que figuram no ecrã.

No final da simulação, reduz para metade o volume do recipiente em que decorre a reacção química. Reinicia a simulação. Que observas?

Como explicas este facto? Consulta a "ajuda" para mais informação.

16. Volta agora ao primeiro ecrã e selecciona de novo a equação 1.

Inicia a simulação e deixa-a chegar ao fim (o que poderás fazer imediatamente com a tecla »| ").

Repara que, no canto superior esquerdo do ecrã, está a expressão "atérmica" (consulta o glossário se tiveres dúvidas em relação a este termo).

Aumenta significativamente a temperatura a que ocorre a reacção (clique em + e - no rectângulo da temperatura ou teclas + e - depois de selecção do rectângulo com as setas do teclado, isto é, sem rato). Reinicia a simulação. O que observas? Quais são os efeitos da variação de temperatura neste sistema?

Fig. 6 Aumentando a temperatura de uma reacção atérmica observamos que as moléculas adquirem maior energia cinética mas não é alterado o estado de equilíbrio.

17. Volta ao primeiro ecrã e selecciona a equação 3.
Inicia a simulação e deixa-a chegar ao fim (o que poderás fazer imediatamente com a tecla "»|").

Repara que no canto superior esquerdo do ecrã está a expressão "exotérmica" (consulta o glossário se tiveres dúvidas em relação a este termo).

Aumenta agora significativamente a temperatura a que ocorre a reacção (clique em + e - no rectângulo da temperatura ou teclas + e - depois de selecção do rectângulo com as setas do teclado, isto é, sem rato). Reinicia a simulação. O que observas? Quais são os efeitos que tem neste sistema um aumento de temperatura?

Estará o sucedido em conformidade com o Princípio de Le Châtelier? Consulta a "ajuda" do programa.

18. Volta ao primeiro ecrã e selecciona a equação 5. Nota que a reacção em causa é endotérmica.

Inicia a simulação e leva-a até ao fim. Regista os valores das concentrações no equilíbrio de SO2, SO3 e O2. Calcula :

|SO3| x |O2| / |SO2|.

Diminui significativamente o valor da temperatura. Em que sentido prevês a deslocação do equilíbrio? Porquê?

Reinicia a simulação e confirma ou não as tuas previsões (consulta a "ajuda" para mais esclarecimentos).

A título de curiosidade, depois de chegares ao fim desta segunda simulação, calcula de novo |SO3| x |O2| / |SO2|, com as novas concentrações de equilíbrio. Notas alguma coisa de diferente em relação a cálculos semelhantes que fizeste para as variações de concentração (pergunta 9)?

19. Escolhe uma qualquer reacção à tua escolha (se seguiste este roteiro só te falta escolher a equação 6). Escolhe o modo de visualização com o gráfico de concentrações em função do tempo. Experimenta introduzir um catalisador no decurso da reacção (clique no botão com a palavra "catalisador"). O que observas no gráfico quando introduzes o catalisador? Terá havido alguma alteração das concentrações no estado de equilíbrio? (consulta a "ajuda" para mais esclarecimentos).

20. Supõe que és engenheiro químico numa fábrica de amoníaco.

O teu objectivo é produzir a maior quantidade possível de amoníaco (NH3) ao menor custo.

Dispões deste programa para mostrares aos directores financeiros as condições ideais de fabrico.

Volta ao primeiro ecrã e selecciona a equação 4.

Imagina então que estás a expor os teus pontos de vista aos directores da fábrica referindo-te a:

a. Condições de pressão (volume) a que ocorre a reacção.

b. Concentrações de N2 iniciais (mais barato que H2)

c. Temperatura a que ocorre a reacção.

d. Presença de um catalisador (o tempo de fabrico é importante).

Fig.7 Ecrã de simulação para a reacção de fabrico do amoníaco.

5.2 Roteiro de Trabalho A2 (10º ano) / Sintético

EXPLORAÇÃO DO PROGRAMA LE CHAT

Introdução

Para seguires este roteiro deverás estar a par dos comandos do programa Le chat. Se ainda tens dúvidas acerca de algum desses comandos, consulta a "ajuda" do programa e selecciona a opção "comandos" para qualquer esclarecimento.

A "ajuda" do programa serve igualmente para obteres explicações sobre o comportamento do sistema químico depois de qualquer alteração que queiras fazer. Usando a "ajuda" desta maneira, encontras uma boa forma de confirmar ou não as tuas previsões quando alteras o sistema.

Ainda na "ajuda" do programa tens acesso à opção "tópicos", através da qual poderás clarificar conceitos através de um conjunto de palavras chave, relacionadas com o equilíbrio químico.

A expressão ajuda, neste roteiro, quer dizer que poderá ser útil consultar a "ajuda" do programa, numa das suas três aplicações acima mencionadas.

Poderás ter a necessidade de fazer alguns registos, pelo que uma caneta e uma folha de registos poderão ser úteis no decurso da exploração do programa. Para além da "ajuda" do programa podes também contar, certamente, com a ajuda do(a) teu(tua) professor(a).

Se achares este roteiro demasiado vago, experimenta seguir o roteiro A1, mais pormenorizado, também apresentado no manual.

1. Observa se todas as 6 equações apresentadas correspondem a sistemas homogéneos (ajuda).

2. Inicia uma simulação com a equação 1.

Identifica as reacções directa e inversa.

Observa, no decurso da simulação, o que se passa com:

i) As concentrações de todas as espécies.

ii) O número de pintinhas (moléculas) de cada espécie.

iii) O gráfico das concentrações em função do tempo

3. No início da simulação, apenas uma das setas do sinal verde "<=>" está a piscar. O que quererá isso dizer? Que só a reacção directa está a ocorrer? Ou que esta se está a processar a um ritmo mais elevado do que a reacção inversa?

4. Aguarda agora que o sistema atinja a situação de equilíbrio . Em vez de uma das setas verdes, pisca o sinal verde "=", significando que o estado de equilíbrio foi atingido.

O que acontece agora às concentrações de cada uma das espécies?

Como poderás perceber, nesta simulação, que o equilíbrio corresponde a "um estado dinâmico"?

Fig.8 Uma vez atingido o equilíbrio, diz-se que tal estado representa "um estado dinâmico".

5. Aumenta agora as concentrações das espécies nos reagentes e reinicia a simulação. O que observas?

Em que sentido prevês que se desloque o equilíbrio? Porquê?

(A título de curiosidade, calcula |C|x|D|/|A|x|B| para dois estados de equilíbrio atingidos com concentrações de partida diferentes. Que conclusão podes tirar?) (ajuda)

6. Repete o procedimento anterior

i) diminuindo a concentração de um reagente;

ii) aumentando a concentração de um produto;

iii) diminuindo a concentração de um produto.

7. Verifica se o que observaste está em conformidade com o Princípio de Le Châtelier (ajuda).

8. Seleccionando agora as diferentes equações químicas, verifica (e interpreta), para cada uma delas, qual a influência que tem sobre o equilíbrio:

i) O aumento/diminuição de volume do sistema.

ii) O aumento/diminuição de temperatura.

iii) A adição de um catalisador.

(ajuda)

9. Selecciona a equação 5.

Inicia a simulação e leva-a até ao fim. Regista os valores das concentrações no equilíbrio de SO2, SO3 e O2. Calcula : |SO3| x |O2| / |SO2|.

Diminui agora para metade o valor da temperatura. Em que sentido prevês a deslocação do equilíbrio? Porquê?

Reinicia a simulação e confirma ou não as tuas previsões. Depois de chegares ao fim desta segunda simulação, calcula de novo |SO3| x |O2| / |SO2|, com as novas concentrações de equilíbrio. Notas alguma diferença em relação a cálculos semelhantes que fizeste para as variações de concentração (pergunta 9)?

10. Supõe que és engenheiro químico numa fábrica de amoníaco.

O teu objectivo é produzir a maior quantidade possível de amoníaco (NH3) ao menor custo.

Dispões deste programa para mostrares aos directores financeiros as condições ideais de fabrico.

Volta ao primeiro ecrã e selecciona a equação 4.

Imagina então que estás a expor os teus pontos de vista aos directores da fábrica referindo-te a:

a. Condições de pressão (volume) a que ocorre a reacção.

b. Concentrações de N2 iniciais (mais barato que H2)

c. Temperatura a que ocorre a reacção.

d. Presença de um catalisador (o tempo de fabrico é importante).


5.3 Roteiro de Trabalho A3 (12º ano)

EXPLORAÇÃO DO PROGRAMA LE CHAT

Introdução

Para seguires este roteiro deverás estar a par dos comandos do programa Lechat. Se ainda tens dúvidas acerca de algum desses comandos, consulta a "ajuda" do programa e selecciona a opção "comandos" para qualquer esclarecimento.

A "ajuda" do programa serve igualmente para obteres explicações sobre o comportamento do sistema químico depois de qualquer alteração que queiras fazer. Usando a "ajuda" desta maneira, encontras uma boa forma de confirmar ou não as tuas previsões quando alteras o sistema.

Ainda na "ajuda" do programa tens acesso à opção "tópicos", através da qual poderás clarificar conceitos através de um conjunto de palavras-chave, relacionadas com o equilíbrio químico.

A expressão ajuda, neste roteiro, quer dizer que poderá ser útil consultar a "ajuda" do programa, numa das suas três aplicações acima mencionadas.

Poderás ter a necessidade de fazer alguns registos, pelo que uma caneta e uma folha de registos poderão ser úteis no decurso da exploração do programa.

Para além da "ajuda" do programa podes também contar, certamente, com a ajuda do(a) teu(tua) professor(a).

Se quiseres, poderás seguir os roteiros A1 ou A2 (relativos a conceitos mais elementares mas importantes, que poderás já ter esquecido) antes de iniciares este roteiro, A3.

1. Selecciona a equação genérica 3. Regista numa folha de trabalho os valores das concentrações iniciais e

calcula o quociente da reacção. Inicia a simulação.

À medida que decorre a reacção vai observando o que acontece:

* Ao nº de pontos de cada cor.

* Aos valores das concentrações de cada espécie.

* Ao gráfico das concentrações em função do tempo.

* Ao gráfico de Q "contra" K.

Quando chegares ao final da simulação, calcula o quociente da reacção e vê se coincide com o valor de K apresentado.

2. Varia agora a concentração de um dos reagentes. Em que sentido prevês que se desloque o equilíbrio? Estarão as tuas previsões em conformidade com o Princípio de Le Châtelier? (ajuda)

Reinicia a simulação e confirma (ou não) a tua hipótese.

Calcula, quando a simulação chegar ao fim, o quociente da reacção. Que podes concluir?

3. Repete o procedimento do ponto 2 para variações de concentração de produtos de reacção.

4. Varia agora o volume do sistema. Em que sentido prevês que se desloque o equilíbrio? Estarão as tuas previsões em conformidade com o Princípio de Le Châtelier? (ajuda)

Reinicia a simulação e confirma (ou não) a tua hipótese.

Calcula, quando a simulação chegar ao fim, o quociente da reacção. Que podes concluir? (ajuda)

Esperarias idêntico comportamento do sistema se trabalhasses com a equação genérica 1? Porquê? Verifica.

Interpreta o que observaste nos pontos 2, 3 e 4 em termos de quocientes de reacção / constantes de equilíbrio (ajuda).

Fig. 9 Ecrã do programa Le Chat. Uma diminuição de volume pode não deslocar o equilíbrio em nenhum dos sentidos.

5. Selecciona a equação 5 e inicia a simulação.

Depois de atingires o estado de equilíbrio (o que poderás fazer imediatamente com a tecla "»|") aumenta para 800 ° C a temperatura da reacção. Reinicia a simulação observando: - A velocidade a que se deslocam agora as moléculas.

- A variação que ocorreu na constante de equilíbrio.

- O sentido em que se deslocou o equilíbrio.

- A alteração na extensão da reacção.

6. Repete os itens do ponto 5, diminuindo agora a temperatura para 600 ° C.

Interpreta o que observaste recorrendo aos quocientes de reacção / constantes de equilíbrio. (ajuda)

7. Resolve os seguintes problemas, verificando os resultados no programa de simulação de equilíbrio químico:

7.1. A hidrazina (N2H4) é um combustível utilizado no lançamento de foguetões. Que concentração de vapor de água se obtém por combustão do gás N2H4 0,1 M (mol/dm3), num vaso fechado a 1500° C, sendo também 0,1 M a concentração de O2?

(K (T=1500° C)= 6,34 x 10-7)

N2H4 (g) + O2 (g) <=> N2 (g) + 2H2O (g)

7.2. A reacção apresentada anteriormente será mais ou menos extensa a 1400°C? Confirma por meio de cálculos.

(K (T=1400° C)= 3,23 x 10-7)

7.3. Verifica através de cálculo (usando o valor de K) que, se fizermos reagir azoto gasoso em concentração 1 M (mol/dm3) com hidrogénio gasoso 0,5 M à temperatura de 350 ° C, obteremos, depois de atingido o equilíbrio, as concentrações de 0,899 M, 0,197 M e 0,202 M para as concentrações de N2, H2 e NH3, respectivamente.

8. Este programa poderá ser-te útil para o tratamento de alguns temas. Por exemplo, poderás servir-te destas simulações para o tema C (Química e Indústria-I). Imagina-te, por exemplo, numa fábrica de amoníaco (NH3). Usa a simulação 4 para evidenciares as melhores condições de pressão, temperatura, concentrações iniciais e uso ou não de catalisador, que possam levar a uma maior produtividade (rendimento).

Poderás ainda usar o programa para aprofundar uma das reacções importantes relacionadas com a indústria do ácido sulfúrico e com as chuvas ácidas: a oxidação de SO2 com formação de trióxido de enxofre, SO3 (que reagindo com a água produzirá ácido sulfúrico). Se reparares, esta transformação é a reacção inversa da reacção 5.

5.4 Breve biografia de Le Châtelier

Henri Louis Le Châtelier nasceu em Paris em 1850 e faleceu em 1936. Este químico francês foi professor durante vários anos tendo sido nomeado inspector geral de minas em 1907.

Em 1888 formulou um princípio, mais tarde chamado princípio de Le Châtelier, segundo o qual um qualquer sistema químico em equilíbrio que sofra uma perturbação "reage" no sentido de contrariar essa perturbação.

Nos estudos de Le Châtelier foram determinantes as solicitações dos industriais metalúrgicos ingleses que queriam melhorar o rendimento da produção de ferro a partir da redução do óxido de ferro (a este facto alude a primeira imagem do programa Le Chat).

De entre os livros que publicou destacam-se "Ciência e Indústria" (1925) e "Método em Ciências Experimentais" (1936).


6. BIBLIOGRAFIA

1- Allsop, E. R. T. e George, N. H., Le Châtelier Principle - A redundent Principle?, Education in Chemistry, 1984, p.54

2- Beach, Darrell H., Qualitative equilibrium, Le Châtelier Principle - A game, Chem 13 News, nº167, 1987, p.26

3- Canagaratna, S. G. and Selvaratnam M., Analogies between Chemical and Mechanical Equilbria, Journal of Chemical Education, vol 47, nº 11, 1970, p.759

4- David, Carl W., An Elementary Discussion of Chemical Equilibrium, Journal of Chemical Education, vol 65, nº 5, 1988, p.407

5- Funk and Wagnalls New Encyclopedia, vol.16

6- Gordus, Adon A., Chemical Equilibrium: I. The Thermodynamic Equilibrium Constant , Journal of Chemical Education, vol 68, nº 2, Fevereiro, 1991, p.138

7- Gordus, Adon A., Chemical Equilibrium: II. Deriving an Exact Equilibrium Equation, Journal of Chemical Education, vol 68, nº 3, 1991, p.215

8- H. Hameed, M. W. Hackling and P. J. Garnett, Faciliting conceptual change in chemical equilibrium using a CAI strategy, International. Journal of. Science. Education, vol.15, nº2, 221-230

9- Yang, Z., Efect of pression on the equilibrium of the N2O-NO2 system and its classroom demonstration, Journal of Chemical Education, vol. 70, 1993, p. 94

10- Miekey, Charles D., Chemical Equilibrium, Journal of Chemical Education, vol 57, nº 11, 1980, p.801

11- Sawyer, D. J. e Martens, T. E., An equilibrium machine, Journal of Chemical Education, vol. 69, 1992, p.551

12- Solomon, Theodoros, The Temperature and Pressure Dependence of the Equilibrium Properties of a System: Introducing Thermodynamics in the Classroom, Journal of Chemical Education, vol 68, nº 4, 1991, p.295

13- Tykodi, R. J., A better way of dealing with Chemical Equilibrium, Journal of Chemical Education, vol.63, 1986, p. 582

 
 
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