Relatório - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nome: Ana Carolina Arantes Araújo 
	Luís Henrique Eduardo Bastos	
	Marcos Murta Tanure
Turma: U2A 
Prof.: Cynthia Peres Demicheli
Data de realização da prática: 16/10/2008
Equilíbrio Químico
Introdução
	As reações químicas podem ser reversíveis, ou seja, elas podem ocorrer num sentido e no sentido inverso, dependendo de algumas condições.
X + Y ( Z + W
Z + W ( X + Y
	Quando uma reação e sua inversa podem ocorrer simultaneamente, dizemos que elas são reversíveis. A reversibilidade do processo é indicada pelo símbolo (
X + Y ( Z + W (reação reversível)
	A situação de equilíbrio químico é atingida por um sistema reversível em reação quando, em conseqüência da igualdade das velocidades da reação direta e inversa, suas propriedades macroscópicas permanecem constantes.
	A expressão da constante de equilíbrio é conseguida da seguinte maneira: consideremos o sistema homogêneo: aA + bB ( cC + dD
v1 = k1 [A]a [B]b					v2 = k2 [C]c [D]d
No equilíbrio v1 = v2. Então:
k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d ( k1 = [C]c [D]d ( Kc = k1 = [C]c [D]d 
				 k2 [A]a [B]b k2 [A]a [B]b
	Kc é a constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações em mol/L. Quanto maior o valor de K, maior a concentração dos produtos, ou seja, a reação se processou muito no sentido direto. Por outro lado, um valor pequeno de K indica uma concentração grande dos reagentes indicando que a reação não se processou muito.
	O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo principio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação”.
Objetivo
- Estudar sistemas em equilíbrio químico;
- Verificar experimentalmente o princípio de Le Chatelier.
Materiais
�
Suporte para tubos de ensaio;
Tubos de ensaio;
Béqueres;
Tela de amianto;
Tripé;
Bico de bunsen;
Pinça de madeira;
Pipeta graduada;
Proveta;
�
Reagentes e Materiais
- Soluções aquosas de: 
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K2CrO4 0,05 mol/L;
K2Cr2O7 0,05 mol/L;
NH4OH 0,5 mol/L;
HCl 1 mol/L;
NaOH 1 mol/L;
Ba(NO3)2 0,5 mol/L;
HCl conc.;
CoCl2 (solução hidro-alcoo-lica);
Solução alcoólica de fenol-ftaleina;
�
Procedimentos
Estudo do Equilíbrio do Sistema
2 CrO4- (aq) + 2 H+ (aq) ( Cr2O7-2(aq) + H2O(l)
- Num suporte, colocou-se 4 tubos de ensaio. Em três deles colocou-se 2 mL de K2Cr2O7 0,05 mol/L (laranja) e no outro, colocou-se 2 mL de K2CrO4 0,05 mol/L (amarelo);
- No primeiro tubo de ensaio (contendo solução de íons dicromato), adicionou-se 0,5 mL (aproximadamente 10 gotas) da solução de NaOH 1 mol/L; 
- Anotou-se a variação observada;
- Comparou-se a cor da solução obtida com a cor das soluções de cromato e dicromato de postassio;
- Ao mesmo tubo, adicionou-se 1 mL de HCl 1 mol/L, 
- Agitou-se. Anotou-se a nova variação e comparou-se novamente a cor da solução obtida com as soluções de cromato e dicromato de potássio;
- No segundo tubo contendo K2CrO4 0,05 mol/L (cromato de potássio), adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol/L;
- Agitou-se e observou-se se havia se formado um precipitado;
- No terceiro tubo contendo K2Cr2O7 0,05 mol/L (dicromato de potássio), adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol/L;
- Agitou-se e observou-se se havia se formado um precipitado;
- No quarto tubo contendo K2Cr2O7 0,05 mol/L, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol/L;
- Agitou-se e observou-se se havia se formado um precipitado; 
- Adicionou-se então algumas gotas de solução de HCl 1 mol/L. Agitou-se e observou-se o que ocorria.
Estudo do Equilíbrio do sistema
NH3 (aq) + H2O (l) ( NH4+ (aq) + OH- (aq) ; ΔH<0
- Em um tubo de ensaio, adicionou-se 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia (0,5 mol/L) e uma gota de solução de fenolftaleina;
- Despejou-se esta solução sobre um pano branco e agitou-se ao ar por cerca de cinco minutos;
- Anotou-se as observações;
- Num segundo tubo de ensaio, adicionou-se 2 mL de água e 3 gotas da solução de amônia (0,5 mol/L);
- Aqueceu-se o tubo de ensaio, colocando um papel de tornassol vermelho umedecido na boca do mesmo.
- Anotou-se as observações.
Estudo do equilíbrio do sistema
[CoCl4]-2 (aq) + 4 H2O (l) ( [Co(H2O)4Cl2] (aq) + 2 Cl- (aq) ; ΔH<0
- Em um tubo de ensaio, colocou-se 2 mL da solução vermelha ([Co(H2O)4Cl2]);
- Adicionou-se, cuidadosamente, HCl concentrado até observar qualquer variação;
- Ao mesmo tubo de ensaio, adicionou-se, lentamente, H2O destilada até observar alguma mudança macroscópica;
- Anotou-se o resultado;
- Aqueceu-se o tubo de ensaio em banho-maria;
- Observou-se o que ocorria
- Resfriou-se o tubo em água corrente;
- Observou-se novamente o que ocorria.
Resultados e Discussão
	O primeiro procedimento avaliou o equilíbrio do sistema levando em conta a concentração das substancias. O primeiro teste utilizou íons bicromato. Nesse tubo contendo K2Cr2O7 (solução de cor alaranjada), verificou-se que ao adicionar NaOH a solução se tornou amarela. 
2 CrO4- (aq) + 2 H+ (aq) ( Cr2O7-2(aq) + H2O(l)
	Esse fato se deve ao deslocamento do equilibrio no sentido inverso uma vez que os íons OH- da base consumiram os íons H+ e, na tentativa de reduzir tal ação, o sistema respondeu consumindo Cr2O7-2 e H2O e originando CrO4- e H+ . Esse aumento da concentração de CrO4- é responsável pela nova cor da solução (amarela)
 	Ao mesmo tubo, ao adicionar HCl, observou-se que a solução se tornou novamente alaranjada. Esse fato se deve ao acréscimo de íons H+, deslocando o equilíbrio no sentido direto de modo a consumir esses íons acrescentados, obtendo assim maior quantidade de Cr2O7-2 (responsável pela cor laranja da solução) e H2O.
	O segundo teste utilizou íons cromato. Nesse tubo contendo K2CrO4 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 foram adicionadas ocasionando o aparecimento de um precipitado amarelo de BaCrO4.
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq) ( BaCrO4 (s)
	O terceiro teste foi semelhante ao segundo, porem utilizou íons bicromato. Assim como no tubo 2, duas gotas de solução de Ba(NO3)2 foram adicionadas. Porem houve apenas o turvamento da solução alaranjada. Esse turvamento é devido aos íons cromato presentes na solução de bicromato de potássio pois o sistema 2 CrO4- (aq) + 2 H+ (aq) ( Cr2O7-2(aq) + H2O(l) está em equilíbrio (contem tanto íons cromato quanto bicromato, porém em concentrações diferentes). Esses íons cromato, ao reagir com os íons Ba+2 formaram BaCrO4 que é insolúvel (sal responsável pela turvação da solução). Já os íons bicromato, ao reagirem com os íons Ba+2 formaram BaCr2O7 que é solúvel. Com isso é possível comprovar o equilíbrio químico.
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq) ( BaCrO4 (s)
Ba+2(aq) + Cr2O7 -2(aq) ( BaCr2O7 (aq)
	O quarto teste foi semelhante ao terceiro, porem, após adicionar a solução de Ba(NO3)2 adicionou-se também HCl, verificando que a solução se tornou límpida. Isso porque ao adicionar íons H+ o equilíbrio é deslocado no sentido de produzir bicromato. Assim, como o sal formado pela reação dos íons bário e bicromato é solúvel, a solução ficou límpida (a concentração de bicromato se tornou muito maior que a de cromato).
	O segundo procedimento avaliou também esse equilíbrio químico do sistema. Ao primeiro tubo de ensaio adicionou-se água, amônia e fenolftaleina obtendo-se uma solução rósea. Despejou-se então essa solução em um pano branco e aguardou-se algum tempo verificando-se que a mancha rósea sumiu. Isto porque se trata de um sistema aberto e a amônia é uma substancia volátil. Desse modo a concentração de NH3 diminuiu e o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso
até que todo NH4OH fosse consumido e restasse apenas água. 
NH3 (aq) + H2O (l) ( NH4+ (aq) + OH- (aq) ; ΔH<0
	Ao segundo tubo de ensaio, adicionou-se água e solução de amônia. Levou-se o tubo ao aquecimento e na boca do tubo e colocou-se um papel de tornassol vermelho umedecido. Observou-se que o papel de tornassol se tornou azul devido ao desprendimento de NH3, uma vez que o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentida da reação endotérmica, ou seja, no sentido inverso para consumir a energia térmica fornecida.
	O terceiro procedimento utilizou solução hidro-alcoólica de CoCl2. 
[CoCl4]-2 (aq) + 4 H2O (l) ( [Co(H2O)4Cl2] (aq) + 2 Cl- (aq) ; ΔH<0
Ao adicionar acido clorídrico concentrado, a solução (originalmente vermelha devido ao complexo [Co(H2O)4Cl2]) se tornou azul. Isso porque o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso devido ao acréscimo de íons Cl-. Logo após, ao adicionar água, a solução se tornou novamente vermelha, pois o equilíbrio foi deslocado no sentido direto, consumindo parte das moléculas de água adicionadas e produzindo [Co(H2O)4Cl2] (de cor vermelha). 
	Ao aquecer o tubo, a solução se tornou azul. Isso porque ao aumentar a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido endotérmico, de modo a consumir o excesso de energia fornecida. Assim o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso produzindo [CoCl4]-2 de cor azul. E ao resfriar o tubo, a solução ficou de novo vermelha (a redução da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico para liberar energia térmica). Assim o equilíbrio foi deslocado no sentido direto.
Conclusão
	A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o principio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas. O efeito da pressão não pode ser evidenciado na pratica uma vez que para realizar tal experimento seria necessário um aparato muito difícil de manusear, uma vez que trabalhar com gases é muito trabalhoso e complicado.
Referencias Bibliográficas 
- NOVAIS, Vera; Química volume 2; Atual Editora; São Paulo; 1999.
- TRINDADE, D. F.; OLIVEIRA, F. P.; BANUTH, G. S. & BISPO, J. G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda; São Paulo (1981).
- GLESBRECHT, E.; “Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP (1979). 
- Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2008;