relatório quim exp. (2)

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Química Analítica Experimental
Professora: Márcia
Aluno(a): Márcia Toledo de Miranda		
1° Período – Nutrição:2008/01
 Relatório 3
 Equilíbrio Químico
Muitas reações ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido. Existem sistemas, no entanto, em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. São sistemas denominados reversíveis.
Quando a velocidade da reação direta for igual à inversa, diz-se que o sistema atingiu o equilíbrio (V1 = V2).
Uma conseqüência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação do equilíbrio é que as quantidades dos participantes permanecem constantes, porém não obrigatoriamente iguais.
Esses são os principais fatores para que haja o equilíbrio químico.
Se não ocorrer a ação de nenhum agente externo sobre um sistema em equilíbrio, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa reação. Esse é o tema do princípio de Le Châtelier.
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força. O equilíbrio pode ser deslocado pela variação na concentração de reagentes e produtos, no entanto não há variação na constante de equilíbrio.”
O PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER (1888) 
Um estado de equilíbrio químico é mantido enquanto não se alteram as condições do sistema. Quando se modifica algum parâmetro, como por exemplo, a pressão, a temperatura ou a concentração de alguma das espécies em equilíbrio, este se desloca em certa direção (para os reagentes ou para os produtos) até atingir um novo estado de equilíbrio.
Com base em observações experimentais, Le Châtelier expressou um princípio simples que permite estimar os efeitos sobre um estado de equilíbrio. 
Princípio de Le Châtelier – quando uma reação em equilíbrio sofre uma alteração de condições, as proporções dos reagentes e dos produtos se ajustam de maneira a minimizar o efeito da alteração. 
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
As variações nas concentrações das diversas espécies que intervem no equilíbrio químico pode alterá-lo. O princípio de Le Châtelier explica este fato considerando que, para um sistema em equilíbrio químico, a variação da concentração de um dos componentes constitui uma força. Por exemplo, se se adiciona H2 ao sistema em equilíbrio: 
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g) 
este tende a se ajustar de modo a anular o efeito do hidrogênio adicionado. Isto acontece quando o H2 se combina com o I2 para formar moléculas de HI, deslocando o equilíbrio para a direita; isto significa que a [HI] aumenta e a [I2] diminui. Por outro lado, se se retira um dos componentes do sistema, por exemplo, H2 no sistema abaixo 
H2 (g) + I2 (g) ⇄   2 HI(g) 
o princípio de Le Châtelier prediz que o sistema se ajustará para fugir do efeito causado pela remoção de H2. Parte do HI se decompõe para formar H2, para substituir o que foi retirado. O efeito obtido é a diminuição da concentração de HI e o aumento da concentração de I2. O equilíbrio fica agora mais deslocado para o sentido dos reagentes.
EFEITO DA PRESSÃO 
As mudanças de pressão podem exercer considerável efeito sobre a posição de equilíbrio, ou quase nenhum efeito em absoluto. Por exemplo, um aumento na pressão de um sistema em que ocorre o seguinte equilíbrio, 
2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g) 
a reação se deslocará para o lado com menor número de mols de gás, a fim de atenuar a elevação da pressão. Por outro lado, se a pressão diminui, a reação se deslocará para o lado com maior número de mols de gás para ajudar a não reduzir a pressão. 
diminui a pressão 
 ← 
2 NO2(g) ⇄  N2O4(g)
 → 
aumenta a pressão 
Quando a reação alcança o equilíbrio, um aumento da pressão faz com que a reação prossiga no sentido do N2O4, pois isso reduz os mols totais de gás presentes e, conseqüentemente, a pressão. 
EFEITO DA TEMPERATURA 
Se no sistema onde acontece uma reação eleva-se a temperatura, a reação se deslocará para o lado que absorva calor (reação endotérmica). Por outro lado, se a temperatura diminui, a reação se deslocará para o lado que desprenda calor (reaçã
Voltemos ao exemplo anterior. No sentido da esquerda para a direita, a reação é exotérmica, e no sentido contrário, é endotérmica, pois precisa romper uma ligação no dímero. Assim sendo, se T aumenta, a reação ocorrerá do produto ao reagente, e se T diminui a, reação ocorrerá no sentido contrário.
        diminui a temperatura 
        ← 
 2 NO2 (g) ⇄  N2O4 (g) Δ Hº < 0 	(exotérmica)
          →   
  aumenta a temperatura 
  Se a reação de esquerda para direita fosse endotérmica, dever-se-ia inverter a direção das setas 
EFEITO DE CATÁLISE 
O princípio de Le Châtelier ignora a presença do catalizador. O que acontece é que a velocidade de reação aumenta com a ação do catalizador porque ele abrevia o tempo necessário para que o sistema alcance o equilíbrio. Ele não modifica a posição de equilíbrio, pois tanto a reação direta como a inversa são catalizadas na mesma extensão, já que ele não sofre uma transformação permanente no curso da reação. Ele participa da reação formando substâncias intermediárias que reagem imediatamente regenerando o catalizador. Isto pode ser demonstrado pelas equações 
 A + X ( AX
AX + B ( AB + X			X = catalizador
A + B ( AB (reação global)  
 
Objetivo:
 O objetivo do trabalho realizado é verificar o equilíbrio químico das reações de acordo com os experimentos feitos, verificando as alterações ocorridas e o sentido do deslocamento reacional, comprovando o princípio de Le Châtelier.
Experimento 1 : Equilíbrio envolvendo variação de acidez
O objetivo deste experimento é alterar e verificar o equilíbrio da reação de passagem do Cromato de Potássio para Dicromato de Potássio e vice-versa, de acordo com a acidez do meio (concentração de íons H+).
2K2CrO4 + 2 H+ ( K2Cr2O7 + H2O
Foram utilizadas 7 pipetas contendo cromato e 7 com dicromato. Foram adicionados gota a gota os reagentes abaixo e observadas a reações. Abaixo têm-se os resultados:
	
	INICIAL
	HCl
	NaOH
	H2SO4
	NH4OH
	KOH
	HC2H3O2
	C2H5OH
	K2CrO4
	Amarelo
	Laranja
	Amarelo
	Laranja
	Amarelo
	Amarelo
	Laranja
	Amarelo
	K2Cr2O7
	Laranja
	Laranja
	Amarelo
	Laranja
	Amarelo
	Amarelo
	Laranja
	Laranja
Verifica-se com a experiência que a adição de compostos ácidos como HCl, H2SO4 e C2H4O2 há o aumento da concentração de íons H+, deslocando a reação no sentido da formação do dicromato. Nos frascos contendo cromato há mudança décor amarela para laranja, e nos frascos com dicromato não há deslocamento de equilíbrio.
Já coma adição de substâncias básicas como NaOH, NH4OH e KOH há deslocamento da reação para a formação do cromato. Com a liberação de OH- há consumo de H+, o que torna a coloração final amarela nos tubos. Nos tubos com K2Cr2O7 é deslocado o equilíbrio no sentido 2 e com cromato não há alterações. 
Resultado diferente foi observado na reação com álcool. Não houve deslocamento do equilíbrio reacional com nenhuma das substâncias. Isso se deve ao fato de a função álcool representar uma substância molecular, que não se ioniza. Assim o H+ contido não é acido e não altera o equilíbrio.
Experimento 2 : Equilíbrios envolvendo íons complexos:
Íon complexo consiste numa espécie poliatômica que representa um íon metálico rodeado por diversos ligantes, sendo considerado ligante um íon ou molécula ligado ao íon central.
Complexos de ferro:
Foram misturados em um béquer contendo água destilada uma solução de cloreto de ferro e tiocianato de amônio, resultado numa solução de coloração vermelha, devido a formação do composto Fe(SCN)2, um íon complexo.
A solução foi colocada em 4 tubos e foram adicionadas diferentes substâncias para se verificar o deslocamentodo equilíbrio. O tubo 1 foi utilizado apenas para comparação.
 FeCl3 + 2NH4SCN ⇌ Fe(SCN)2+ + NH4Cl- + Cl-
	TUBO
	COR
	DESLOCAMENTO
	I
	Vermelho Sangue
	Direita
	II
	Vermelho (mais intenso)
	Direita
	III
	Vermelho (mais intenso)
	Direita
	IV
	Vermelho Claro
	Esquerda
No tubo 2, com a adição de FeCl3, houve deslocamento no sentido 1, pelo aumento da concentração dos reagentes. O mesmo ocorre no tubo 3. As colorações tornam-se mais escuras, sendo que no tubo 2 é mais intenso.
No tubo 4 ocorre o inverso, com a adição de NH4Cl e o aumento da concentração de Cl- há deslocamento do sentido 2, obtendo-se uma coloração mais clara.
Tal reação confirma a Lei da Ação das Massas, onde há deslocamento do equilíbrio no sentido contrário ao aumento do composto, reajustando o sistema.
Complexos de cobalto:
Em um tubo de ensaio são colocadas 10 gotas de uma solução de cobalto e 10 gotas de HCl, obtendo-se um composto de coloração azul. Após são adicionados10 gotas de água.Quando hidratada a solução adquire coloração rosa. Ocorreram reações diretas, deslocando o equilíbrio no sentido 1.
							 
 I. CoCl2 + 6H2O ⇌ [Co(H2O)6]2+
 (rosa)
 II. [CoCH2O6]2+ + 4HCl ⇌ CoCl2- + 6H20
 (azul)
Complexos de cobre
 								
 I. CuSO4 + 4H2O ⇌ [Cu(H2O)4]2+
 (azul claro)
II. [Cu(H2O)4]2+ + 2NH4OH ⇌ Cu(OH2)↓ + NH4OH ⇌ [Cu(NH3)4]2+ + H2O + OH-
(azul claro) (gel azul claro) (sol. azul escura)
Neste sistema são verificados equilíbrios ácido-base. Dez gotas de sulfato de cobre são misturados com 5 de hidróxido de amônio, formando o composto Cu(OH)2 , um precipitado gelatinoso (coloidal) azul claro. Com a adição de mais hidróxido a reação é deslocada no sentido direto e o sistema adquire coloração azul intensa, com a formação do 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 ), obtendo-se a coloração incolor (V1<V2).
Complexo de íon prata:
São utilizados 2 tubos de ensaio contendo água destilada e nitrato de prata. Algumas substâncias são adicionadas e a perturbação do sistema é observada nos tubos.
Tubo 1 :
 Ao adicionar hidróxido de amônio a uma solução de nitrato de prata, incolor, observou-se a formação do composto Ag(NH3)2 (incolor), deslocando a reação no sentido direto. Ao adicionar cloreto de sódio a essa solução, não houve reação, pois o íon cloreto não reagiu com o íon complexo (V1=V2).
AgNO3 + H2O → Ag+ + NO3- + H2O
Ag+ + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]+ + H2O
 (reação incolor)
 [Ag(NH3)2]+ + NaCl → não reage
Tubo 2:
Ao adicionar cloreto de sódio a uma solução de nitrato de prata, incolor, pode-se observar a formação do cloreto de prata, um precipitado de coloração branca. Ao adicionar hidróxido de amônio nessa solução, houve a formação do composto 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 retomar o equilíbrio.
Referências Bibliográficas:
www.ice.esalq.usp.br
 HTTP://www.misturaviva.blogspot.com
 http://www.ufpa.br/ccen/quimica/principio%20de%20le%20chatelier.htm
Livro: Química Essencial 
Usberco e Salvador
Editora Saraiva
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