Química experimental - Experimento - Dicromato

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA – UDESC
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
LICENCIATURA EM QUÍMICA
Relatório da disciplina de QEX
EXP. 9: PRINCÍPIOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO
AUTOR: FELIPE ALVES LOURENÇO
PROFESSORA: CATARINIE
Joinville, 2019
1 INTRODUÇÃO
1.1 VISÃO GERAL
No presente relatório, objetivou-se como estudo uma aplicação dos conceitos de equilíbrio químico, sobretudo o princípio de Le Chatelier, permitindo através de métodos experimentais, um evidente entendimento sobre o conteúdo em questão. Para tal feito, estudou-se a reação de equilíbrio entre os íons cromato e dicromato em solução aquosa sob três condições - a adição de ácido clorídrico, a adição de hidróxido de sódio, e a adição de nitrato de bário, analisando qualitativamente as mudanças ocorridas em cada etapa.
1.2 CONCEITOS TEÓRICOS
Equilíbrio químico pode ser definido como o estado de um sistema reacional no qual não ocorrem variações na composição do mesmo ao longo do tempo (PARDAL, 2015):
Equilíbrio químico → equilíbrio dinâmico → duas reações opostas ocorrem com a mesma velocidade.
Uma reação reversível é aquela em que, quando se misturam os reagentes são obtidos os produtos, e quando se misturam os produtos são obtidos os reagentes. Em outras palavras, se substâncias A e B reagem e produzem C e D, como a reação é reversível, quaisquer C e D produzidos também passarão a reagir entre si formando A e B (Eq. 1), ocorrendo a reação em ambos os sentidos. Eventualmente será atingido um estado em que as reações direta e inversa ocorrerão na mesma velocidade (equilíbrio) (UFPR, 2011):
 (Eq. 1) A + B ⇌ C + D
Em contraposição ao equilíbrio podem acontecer mudanças reacionais definidas por perturbações como: 1) Alteração da temperatura. 2) Alteração da concentração de reagente ou de produto. 3) Alteração do volume (KOTZ, 2002), de modo que o equilíbrio tenderá a se deslocar sempre ao oposto da variável excessiva que foi imposta, em definição pelo princípio de Le Chatelier: A modificação de algumas condições que podem influir sobre um estado de equilíbrio químico de um sistema, provoca uma reação em um sentido tal que tenda a produzir uma variação de sentido contrário à condição externa modificada (LE CHATELIER, 1926).
2 MÉTODOS EXPERIMENTAIS
2.1 MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
· Tubos de ensaio 
· Recipiente para descarte 
· Pipetas 
· Dicromato de potássio K2Cr2O7 à 0,1 mol L -1 
· Ácido clorídrico HCl à 1,0 mol L -1 
· Cromato de potássio K2CrO4 à 0,1 mol L -1 
· Nitrato de bário Ba(NO3)2 à 0,1 mol L -1 
· Hidróxido de sódio NaOH à 1,0 mol L –1
2.2 DESCRIÇÃO E PREPARO DO EXPERIMENTO
Para a realização do experimento, utilizou-se os itens descritos acima tomando-se os devidos cuidados laboratoriais, como o uso de jaleco e luvas, além de adicional precaução com a manipulação do cromato e dicromato, substâncias muito tóxicas em suas formas hexavalentes. Em diferentes tubos de ensaio, foram adicionados cromato e dicromato de potássio em solução aquosa, de onde partira-se a análise das mudanças passo a passo, primeiramente com a adição sequencial de ora ácido, ora base à solução, e posteriormente, com a adição do nitrato.
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO
Ao preparar as soluções aquosas de cromato e dicromato de potássio, o primeiro e mais evidente fato a se notar é a cor característica descrita por cada um – a solução de cromato é caracterizada pela cor amarela (Fig. 1), e a de dicromato pela cor laranja (Fig. 2), logo podemos assumir que quanto mais forte a cor descrita, maior a concentração de tal substância na solução. 
 Fig. 1 - Íon cromato prevalece Fig. 2 - Íon dicromato prevalece
 
 Fonte: http://digipac.ca/chemical/equilibrium/dichromate/lcp_procedurep.htm
A equação que mostra estes íons em equilíbrio (Eq. 2) evidencia o que foi considerado acima, já que ambos os íons coexistem como reagente e produto, porém a cor se expressa em função da concentração maior:
 (Eq. 2) 2 CrO42- (aq) + 2 H+(aq) ⇌ Cr2O72- (aq) + H2O (l)
No caso deste experimento, que visou uma análise apenas qualitativa, não se procurou atrelar quantidades a alta precisão, em cada tubo de ensaio foram adicionadas aproximadamente 10 gotas de cromato e dicromato, respectivamente, e em seguida nesta primeira parte, foram adicionados ácido e base gota à gota, observando as mudanças relativas ao equilíbrio químico da reação.
 PARTE 1
· Com a adição de HCl à solução de cromato:
Adicionando um ácido à solução, respeitando a teoria de Arrhenius, estamos disponibilizando prótons H+ ao meio, observando a Eq. 2 notar-se-á que o aumento deste no grupo dos regentes acarretará num rompimento do equilíbrio, onde na reação, seguindo o princípio de Le Chatelier, tender-se-á o aumento da concentração dos produtos, parte do H+ em excesso reagirá com o cromato de modo que se removam, assim, aumentando a concentração de dicromato tornando a solução que era amarela pela concentração predominante do cromato, agora alaranjada pela concentração maior de dicromato resultante do processo de equilíbrio.
· Com a adição de HCl à solução de dicromato:
 Adicionando prótons H+ à solução de dicromato, aumentar-se-á a concentração dos reagentes, e assim como descrito na etapa anterior, o equilíbrio de deslocará para os produtos aumentando a concentração de dicromato, que neste caso não acarretará em mudança visual, já que a solução já era originalmente alaranjada, entretanto a intensidade da cor poderá aumentar.
· Com a adição de NaOH à solução de cromato:
 Utilizando o conceito de Arrhenius já descrito, a base pode ser definida simplesmente como um agente removedor de prótons H+ onde neste caso, agirá reduzindo a concentração dos reagentes, deslocando o equilíbrio para este grupo, aumentando assim a concentração de cromato, que já originalmente descreve cor amarela, podendo aumentar intensidade.
· Com a adição de NaOH à solução de dicromato:
 Com a concentração de H+ sendo então deficitária, o equilíbrio desloca-se a esquerda tal qual a etapa anterior, porém neste caso observa-se a mudança de cor decorrente do predomínio do cromato após o deslocamento do equilíbrio, mostrando a cor amarela à solução anteriormente alaranjada.
· Adicionando HCl após NaOH, e NaOH após HCl em ambas as soluções:
 O equilíbrio ácido-base levará as soluções a voltarem ao seu estado original, como um passo atrás, podendo mostrar cores um pouco mais translúcidas devido à transição.
 PARTE 2
· Com a adição de Ba(NO3)2 à solução de cromato:
 O íon nitrato se comporta como espectador, enquanto o íon Ba2+ reage com o cromato formando BaCrO4 que descreve insolubilidade, se evidenciando como precipitado, de modo que quanto mais cromato se há, mais precipitado se destacará na solução, nesta solução há predomínio de concentração de cromato, logo, quando adicionado o nitrato de bário evidenciar-se-á presença de precipitado na solução amarela, deixando-a mais opaca.
· Com a adição de Ba(NO3)2 à solução de dicromato:
 Relativamente à etapa anterior, agora em predomínio de dicromato, haverá pouco precipitado sendo formado, pois neste caso o íon Ba2+ reage com o dicromato formando BaCr2O7 altamente solúvel.
· Com a adição de HCl à solução de dicromato com Ba(NO3)2:
 O aumento de prótons nos reagentes aumentará a concentração de dicromato nos produtos, o cromato que estará sendo reduzido nos reagentes de acordo com equilíbrio, não será suficiente para reagir com íon Ba2+, deste modo não formando precipitado.
· Com a adição de NaOH à solução de dicromato com Ba(NO3)2:
 A diminuição de prótons H+ aumentará a concentração do lado dos reagentes, aumentando assim a concentração de cromato disponível para reagir com Ba2+ formando quantidade significativa de precipitado.
 Apartir do estudo destas observações, podemos condensá-las em forma de uma lista para melhor visualização dos fenômenos:
Cromato = Amarelo;
Dicromato = Laranja;
Cromato + HCl = Laranja;
Dicromato + HCl = Laranja;
Cromato + NaOH = Amarelo;
Dicromato + NaOH = Amarelo;
Cromato + HCl + NaOH (ou vice-versa) = Amarelo translúcido;
Dicromato + HCl + NaOH (ou vice-versa) = Laranja translúcido.
Cromato + Ba(NO3)2 = Amarelo opaco (precipitado);
Dicromato + Ba(NO3)2 = Laranja (sem precipitado);
Cromato + Ba(NO3)2 + HCl = Laranja (sem precipitado);
Dicromato + Ba(NO3)2 + HCl = Laranja (sem precipitado);
Cromato + Ba(NO3)2 + NaOH = Amarelo opaco (precipitado);
Dicromato + Ba(NO3)2 + NaOH = Amarelo opaco (precipitado).
4 CONCLUSÃO
Partindo deste experimento, foi possível estudar a dinâmica do equilíbrio químico sob diferentes fatores de concentração, observando as respectivas alterações em cada etapa, usando o princípio de Le Chatelier de forma empírica e explicativa. A observação do preparo e das reações, contando com o recurso visual das mudanças, garante uma didática de grande valor. Com a manipulação das concentrações de reagente e produto, e o estudo da reversibilidade da reação, facilita-se o entendimento do mecanismo de deslocamento de equilíbrio, que ocorre sempre de modo a compensar o lado desfavorecido, no intuito de restaurar a equidade anteriormente mantida. Essa dinâmica de equilíbrio é certamente de suma importância para a compreensão de toda a química, e dispõe de ampla utilidade, principalmente na área analítica, podendo predizer-se de maneira qualitativa e comprovar quantitativamente, as interações reagentes versus produtos nas mais variadas formas de equilíbrio químico. 
 REFERÊNCIAS
PARDAL, A. C. Enciclopédia temática - Equilíbrio químico, 2015. Disponível em: <http://www.old.knoow.net/cienciasexactas/quimica/equilibrio-quimico.htm> .
UFPR, INTRODUÇÃO À QUÍMICA EXPERIMENTAL MANUAL DE INSTRUÇÕES E ROTEIROS DOS EXPERIMENTOS, 2011. Disponível em: <http://www.quimica.ufpr.br/fmatsumo/antigo/2011_CQ092_ManualPratica.pdf>.
 DICE, D. Le Chatelier's Principle, The Chromate - Dichromate Equilibrium, [20--]. Disponível em: <http://digipac.ca/chemical/equilibrium/dichromate/lcp_procedurep.htm>.
 KOTZ J. C. TREICHEL, P. Química geral e Reações Químicas 2, 4 ed., LTC, 2002.
 LE CHATELIER H. L. Leçons sur le carbone, la combustion, les lois chimiques, 1926.