Relatório Equilibrio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nomes: João Paulo Magalhães
 João Pedro de Carvalho
 	 Gabriela Machado Rodrigues
Turma: U2C
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data de realização da prática: 20/05/2010
Equilíbrio Químico
Introdução 
	De acordo com a página 36 da apostila de práticas de laboratório
Objetivo
	Existem reações químicas caracterizadas pela sua reversibilidade, ou seja, ocorrem nos dois sentidos, direto e inverso. Tais reações costumam realizar-se em recipientes fechados, porém desde que não haja perda de massa nada impede que aconteçam em recipientes abertos. Quando a velocidade da reação direta se iguala à da reação inversa, um equilíbrio químico é caracterizado, e a concentração dos seus reagentes e produtos permanece constante, não necessariamente iguais. No equilíbrio não existem variações macroscópicas tais como cor, altura do precipitado e condutividade elétrica, a não ser que ele seja perturbado.
	Dessa maneira, pretendemos perturbar um equilíbrio com o objetivo de constatar o dinamismo do mesmo e verificar o princípio de Le Chatelier.
Procedimentos
	De acordo com as páginas 37 e 38 da apostila de práticas de laboratório
Resultados e Discussão 
	No primeiro experimento estudamos o equilíbrio do sistema:
2 CrO4- (aq) + 2 H+ (aq) ( Cr2O7-2(aq) + H2O(l)
		 (amarelo) 	 (alaranjado)
Para tal reação utilizamos 2 mL de K2Cr2O7 0,05 mol/L nos tubos 1 e 2 e 2 mL de K2CrO4 0,05 mol/L no tubo 3.Num primeiro momento adicionamos 0,5 mL de NaOH 1 mol/L ao tubo 1 e observamos que a solução se tornou amarelada,da cor do K2CrO4. 
Constatamos que tal variação ocorreu graças ao consumo do íons H+ pelos íons OH- da base adicionada,resultando em um deslocamento do equilíbrio no sentido de formação de mais H+ e,consequentemente,de CrO4- .Além disso,houve também a formação de água,o que auxiliou ainda mais no deslocamento do equilíbrio.Em seguida adicionamos 1 mL de HCl 1 mol/L e percebemos que a solução retornou à sua coloração anterior(alaranjada).Retorno,esse,causado pelo aumento da concentração de íons H+ no lado dos reagentes,deslocando o equilíbrio de modo a consumir tais íons,favorecendo a reação direta, e aumentando a concentração de íons Cr2O7-2 .
	No tubo 3 adicionamos 2 gotas de uma solução Ba(NO3)2 0,5 mol/L e percebemos que a solução,originalmente amarela,adquiriu uma coloração amarelo fosco e houve a formação de precipitado.O nitrato de bário em água libera íons Ba+2 que reagem com os íons CrO4- de acordo com a equação:
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq) ( BaCrO4 (s)
Concluímos então que o composto BaCrO4 ,insolúvel, é o responsável pela formação do precipitado na solução.
	Em um último momento repetimos o procedimento anterior com o tubo 2 e percebemos que, ainda que em pequena escala,houve sim a formação de precipitado.A reação entre os íons dicromato e bário é:
 
Ba+2(aq) + Cr2O7 -2(aq) ( BaCr2O7 (aq)
Nota-se que o dicromato de bário é solúvel em água,explicando a falta de precipitado em tal reação.Porém,como os íons cromato e dicromato entram em equilíbrio,há também a formação de cromato de bário,insolúvel,resultando na pequena quantidade de precipitado.
	No segundo experimento estudamos a seguinte reação:
NH3 (aq) + H2O (l) ( NH4+ (aq) + OH- (aq) ; ΔH<0
À solução de amônia adicionamos uma gota de fenolftaleína,tornando a coloração da solução avermelhada,característica de uma solução básica.Após jogarmos a solução em um pano e agitarmos ao ar,notamos que a coloração rosa desaparece e o tecido retorna a sua cor original.Uma hipótese plausível para tal descoloração se baseia na volatilidade da amônia,evaporando,por estar em um sistema aberto,e deslocando o equilíbrio no sentido da reação inversa,diminuindo assim a concentração de íons OH- ,responsáveis pela basicidade da solução e pela cor avemelhada.Tal hipótese é comprovada ao adicionarmos amônia ao pano e constatarmos o retorno à coloração avermelhada.
	No terceiro experimento a reação estudada foi a seguinte:
[CoCl4]-2 (alc) + 4 H2O (l) ( [Co(H2O)4Cl2] (alc) + 2 Cl- (aq) ; ΔH<0
	 (azul) (vermelho)
Ao adicionarmos HCl concentrado observamos que a coloração da solução se tornou azul escura,resultado do aumento da concentração de íons cloreto, o que deslocou o equilíbrio no sentido da reação inversa.Já ao acrescentarmos água destilada notamos que a solução voltou a ficar avermelhada,graças ao aumento da concentração de água no lado dos reagentes,favorecendo a reação direta.
	Logo então aquecemos o tubo em banho-maria e a solução,além de começar a ferver, retornou a coloração azulada,já que o sentido de formação de [CoCl4]-2 ,azul, é endotérmico.Finalmente,resfriamos o tubo em água corrente e a diminuição da temperatura favoreceu o lado exotérmico,reação direta,o que levou a solução a se tornar avermelhada novamente.
Conclusão 
	Através dos seguintes experimentos e observações, pudemos constatar o princípio de Le Chatelier. Tal teoria empírica prega que qualquer ação realizada sobre o equilíbrio, ele reage de modo a neutralizar a ação e restabelecer o equilíbrio. Testamos perturbações como alteração na concentração dos reagentes e temperatura e obtivemos resultados condizentes com o princípio. É de se esperar, então, que alterações na pressão também alterem o equilíbrio em sistemas com gás, porém não pudemos constatar essa hipótese devido ao difícil manuseio desses sistemas.
Referências Bibliográficas 
Demichelli, C.P.;Souza A.L.A.B.;Santos E.N.;Reis G.F.A.;Carvalho M.E.M.D.;Fabiano R.L.;Borges R.H.U.;Carvalho S.; ‘Práticas de Química Geral’ 1º Semestre 2010 ; Ed. UFMG