Relatório 02 - Prática 03 (9 2 A+)

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Universidade Federal do Rio De Janeiro
Disciplina: Química Analítica Experimental – IQA 112
Turma: Nutrição - INC
Professora: Marlice Aparecida Sípoli Marques
Aluna: Vanessa Vieira Carvalho
Aula: 18/04/2011
Relatório Nº 02 – Prática Nº 03: Equilíbrio Químico
Entrega: 25/04/2011
Introdução
Muitas das reações químicas ocorrem até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido, sob condições diversas para cada reação, mas determinadas. Existem, no entanto, sistemas reversíveis, que são aqueles em que as reações direta e inversa ocorrem ao mesmo tempo. Nesses casos, quando a velocidade da reação direta é igual à inversa, diz-se que o sistema atingiu o equilíbrio (V1 = V2); assim, as quantidades de produtos e reagentes permanecem constantes, mas não obrigatoriamente iguais, até que haja interferência de agentes externos, que podem ser a pressão, a variação de concentração de reagentes ou produtos e a temperatura. Quando isso ocorre, esse equilíbrio tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa reação; esse é o tema do princípio de Le Châtelier.
Observações: 
a. Substâncias sólidas não deslocam um equilíbrio químico, pois a concentração de um sólido em termos de velocidade é considerada constante. 
b. Alterando-se a concentração de uma substância do equilíbrio, sua constante permanece inalterada. Esta última só se altera caso haja mudança na temperatura.
Objetivo
O objetivo do trabalho realizado é estudar o efeito da concentração e da temperatura no equilíbrio químico, verificando as alterações ocorridas e o sentido do deslocamento da reação, comprovando o princípio de Le Châtelier.
Observação: Não foram analisados gases, portanto, não foi verificado o efeito da pressão.
Material e Métodos
Experimento I: Equilíbrio envolvendo variação de acidez.
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- Material:
Tubos de ensaio;
Bastão de vidro;
Estante para tubo
- Reagentes:
Cromato de potássio 0,3M;
Dicromato de potássio 0,1M;
HCl diluído;
NaOH diluído;
H2SO4 diluído;
NH4OH concentrado;
KOH diluído;
HC2H3O2 diluído;
Álcool etílico�
Experimento II: Equilíbrio envolvendo íons complexos.
A) Complexos de Ferro:
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Material:
Béquer de 100 ml;
Frasco lavador;
Bastão de vidro;
Proveta graduada;
Tubos de ensaio
Reagentes:
Água destilada
Cloreto de ferro III
Tiocianato de amônio
NH4Cl
�
B) Complexos de Cobalto:
�
Material:
Tubos de ensaio;
Pipeta;
Frasco lavador
Reagentes:
Cobalto 1M;
HCl concentrado;
Água destilada�
C) Complexos de Cobre
�
Material:
Tubos de ensaio;
Bastão de vidro;
Papéis de tornassol rosa e azul
Reagentes:
Sulfato de cobre 1M;
Hidróxido de amônio diluído;
Ácido sulfúrico 18N
�
D) Complexo de íon de Prata
�
Material:
Tubos de ensaio;
Frasco lavador;
Bastão de vidro
Reagentes:
Água destilada;
Nitrato de prata 0,05M;
Hidróxido de amônio concentrado;
Cloreto de sódio;
Ácido nítrico diluído�
Resultados e discussão
Experimento I: Equilíbrio envolvendo variação de acidez.
O objetivo deste experimento é alterar e verificar o equilíbrio da reação de passagem do cromato de potássio (amarelo) para dicromato de potássio (alaranjado) e vice-versa, de acordo com a acidez do meio (concentração de íons H+).
2K2CrO4 + 2 H+ ( K2Cr2O7 + H2O
Adiciona-se gota a gota os reagentes abaixo aos tubos de ensaio com cromato e dicromato e observa-se a reações. Abaixo têm-se os resultados:
	
	INICIAL
	HCl
	NaOH
	H2SO4
	NH4OH
	KOH
	HC2H3O2
	C2H5OH
	K2CrO4
	Amarelo
	Alaranja-do
	Amarelo
	Alaranja-do
	Amarelo
	Amarelo
	Alaranja-do
	Ama-relo
	K2Cr2O7
	Alaranja-do
	Alaranja-do
	Amarelo
	Alaranja-do
	Amarelo
	Amarelo
	Alaranja-do
	Alaran-jado
	Rela-ção V1/V2
	
V1=V2
	
V1 > V2
	
V1 < V2
	
V1 > V2
	
V1 < V2
	
V1 < V2
	
V1 > V2
	
V1=V2
Verifica-se com a experiência que a adição de compostos ácidos como HCl, H2SO4 e C2H4O2 acarreta o aumento da concentração de íons H+, deslocando a reação no sentido da formação do dicromato (V1 > V2). Nos frascos contendo cromato, há mudança da cor amarela para laranja, e nos frascos com dicromato não há deslocamento de equilíbrio, portanto, a cor permanece laranja.
Já com a adição de substâncias básicas como NaOH, NH4OH e KOH há deslocamento da reação para a formação do cromato (V1 < V2). Com a liberação de OH-, há consumo de H+, o que torna a coloração final amarela nos tubos. Nos tubos com K2Cr2O7, o equilíbrio é deslocado no sentido 2. O cromato não sofre alterações. 
Na reação com álcool, não ocorre deslocamento do equilíbrio da reação com nenhuma das substâncias devido ao fato de a função álcool ser uma substância molecular, que não se ioniza. Assim, não se altera o equilíbrio.
Observação: O descarte das substâncias utilizadas nessa prática não deve ser direto na pia do laboratório porque os resíduos possuem metais de transição e estes precisam estar estáveis antes do descarte.
Experimento II: Equilíbrio envolvendo íons complexos.
Complexos de Ferro
	Após adicionar 80 ml de água, 10 gotas de solução de cloreto de ferro III e 2 gotas de tiocianato de amônio num béquer, obtém-se a formação de um produto com altas concentrações do íon complexo Fe(SCN)2 e de coloração vermelho sangue.
FeCl3 + 2NH4SCN ⇌2NH4Cl + Fe(SCN)2+ + Cl-
À solução colocada em 4 tubos, adicionam-se diferentes substâncias para verificar o deslocamento do equilíbrio. O tubo 1 é usado para comparação.
No tubo 2, com a adição de FeCl3, há deslocamento no sentido 1, pelo aumento da concentração dos reagentes. O mesmo ocorre no tubo 3. As colorações tornam-se mais escuras, sendo mais intensa no tubo 2.
No tubo 4 ocorre o inverso. Ao adicionar NH4Cl e aumentar a concentração de Cl-, há deslocamento no sentido 2, obtendo-se uma coloração mais clara.
Tal reação confirma a Lei da Ação das Massas, na qual há deslocamento do equilíbrio no sentido contrário ao aumento do composto, reajustando o sistema.
	Tubos
	Produto Fe(SCN)2
	FeCl3
	NH4 SCN
	NH4Cl
	V1 ,V2
	Cor
	I
	5ml
	_
	_
	_
	V1 = V2
	
	II
	5ml
	5 gotas
	_
	 _
	V1 > V2
	+++
	III
	5ml
		_	
	2 gotas
	_
	V1 > V2
	 ++++
	IV
	5ml
	_
	_
	5 gotas
	 V2 > V1
	++
B) Complexos de Cobalto
Em um tubo de ensaio, adicionam-se 10 gotas de uma solução de cobalto 0,1M e 10 gotas de HCl, obtendo-se um composto de coloração azulada. Após ser hidratada com 10 gotas de água destilada, a solução adquire coloração rosa. Ocorrem reações diretas, deslocando o equilíbrio no sentido 1 e a reação é exotérmica, podendo-se notar o aquecimento da parede do tubo de ensaio ao tocá-lo.
				
 I. [CoCH2O6]2+ + 4HCl ⇌ CoCl2- + 6H2O
 (azul)
 II. CoCl2 + 6H2O ⇌ [Co(H2O)6]2+
 (rosa)
C) Complexos de Cobre
I. [Cu(H2O)4]2+ + 2NH4OH ⇌ Cu(OH2)↓ + NH4OH ⇌ [Cu(NH3)4]2+ + H2O + OH-
 (azul claro) (gel azul claro) (solução azul escura)
II. CuSO4 + 4H2O ⇌ [Cu(H2O)4]2+
 (azul claro)
Neste sistema são verificados equilíbrios ácido-base. Dez gotas de sulfato de cobre são misturadas com 5 gotas de hidróxido de amônio, formando o composto Cu(OH)2, um precipitado gelatinoso azul claro. Com a adição de mais hidróxido, a reação é deslocada no sentido direto e o sistema adquire coloração azul intensa, formando o íon complexo Cu(NH3)4 (meio básico).
A seguir, é adicionado H2SO4 ao sistema. Esse ácido (funcionando como ácido de Lewis) desloca o equilíbrio da reação no sentido inverso, retornando ao estado inicial (maior concentração do íon SO4), tornando a solução incolor (V1 < V2).
D) Complexo de íons de Prata
São utilizados 2 tubos de ensaio contendo água destilada e nitrato de prata. Algumas substâncias são adicionadas a cada tubo e observa-se a perturbação do sistema.
Tubo 1 :
 Adicionando-se hidróxido de amônio a uma solução de nitrato de prata, incolor, observa-se a formação de Ag(NH3)2 (incolor), deslocandoa reação no sentido direto. Ao adicionar cloreto de sódio a essa solução, não há reação, pois o íon cloreto não reage com o íon complexo (V1 = V2).
AgNO3 + H2O → Ag+ + NO3- + H2O
Ag+ + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]+ + 2H2O
 (reação incolor)
 [Ag(NH3)2]+ + NaCl → não reage
Tubo 2 :
Ao adicionar cloreto de sódio a uma solução de nitrato de prata, incolor, observa-se a formação do cloreto de prata, um precipitado de coloração branca. Ao adicionar hidróxido de amônio a essa solução, forma-se Ag(NH3)2 (incolor). A reação ocorreu no sentido direto, da formação do Ag(NH3)2.
AgNO3 + H2O → Ag+ + NO3- + H2O
Ag+ + NaCl → AgCl↓ + Na+
 (branco)
AgCl↓+ NH4OH → [Ag(NH3)2]-
[Ag(NH3)2]+ + HNO → Ag+ + NH4+ + NO3-
Conclusão 
De acordo com os experimentos realizados e baseando-se no princípio de Le Châtelier, conclui-se que a concentração de uma substância pode afetar proporcionalmente o equilíbrio de um sistema, modificando a coloração da mesma ou não, sempre para o sentido inverso ao lado aumentado, objetivando retornar ao equilíbrio.
	
	6. Referências
	
http://www.colegioweb.com.br/quimica/deslocamento-do-equilibrio-quimico.html (21/04/2011 - 15h)
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/fatores-que-alteram-equilibrio-um-sistema.htm (21/04/2011 - 15h25min)
http://www2.connection.com.br/marcoaas/aula/apostilas/quali_cap4.pdf (21/04/2011 - 18h)
http://www.esalq.usp.br/departamentos/lce/arquimedes/Atividade08.pdf (21/04/2011 - 18h20min)
http://www.medicinacomplementar.com.br/bibliotecadenutrientes.asp#cromo (21/04/2011 – 19h45min)
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABIN0AJ/compostosdecoordenacao (21/04/2011 - 20h)
FELTRE. Fundamentos da Química, Volume Único. 4ª Edição. Ed. Moderna.
Questões
1) Por que os cátions dos metais de transição têm uma tendência a formarem complexos?
R: Os cátions dos metais ligantes tendem a formar complexos devido a sua capacidade excepcional de formarem íons pequenos de carga elevada contendo orbitais vazios de baixa energia, capazes de receber pares de elétrons de grupos ligantes.
	
	2) Um aluno precisa de uma solução de K2Cr2O7 para realizar uma experiência, porém no laboratório encontram-se somente disponíveis soluções de K2CrO4, HCl e NH4OH. Considerando os reagentes disponíveis, sugira um procedimento para ele obter a solução desejada.
R: Se o aluno adicionar determinada quantidade de HCl ao cromato, haverá liberação de íons H+ e ele obterá o deslocamento da reação no sentido de formação de mais produtos, no caso, K2Cr2O7, uma vez que:
2 CrO4 + 2H+ ⇄ Cr2O7 + H2O
	
	
	3) O cromo é um micronutriente necessário a manutenção do organismo. Por quê?
R: O cromo é importante no controle da glicemia, normalizando as taxas de glicose no sangue. Permite a melhor fixação da glicose nos receptores celulares de insulina, facilitando sua ação e, no hipoglicêmico, o cromo normaliza as taxas de insulina e glicose no plasma.
	4) Dada a reação exotérmica abaixo, a alteração que favorece a formação dos produtos é a elevação da:
 2H2O2(aq) --> 2H2O(l) + O2(g)
a)temperatura
b)pressão parcial
c)concentração de H2O
d)pressão
e)concentração de H2O2
R: Alternativa “e”.
5) Escreva expressões para Kc para os sitemas:
a)2SO3 (g) ⇄ 2SO2 (g) + O2 (g)
Kc = [SO2]² . [O2]
 [SO3]²
b)CuO(s) + H2 (g) ⇄ Cu(s) + H2O (g)
Kc = [H2O]
 [H2]