Relatório química experimental - Equilibrio químico cromato e dicromato

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Universidade do Estado de Santa Catarina
Centro de CiênciasTecnológicas – CCT
Departamento de Química – DQMC
Disciplina: Química Geral Experimental
Professora: Catarinie Diniz Pereira
Relatório do experimento 09
Princípios de Equilíbrio Químico: Cromato e Dicromato 
 Aluno: Matheus Cezar Fagundes
 
Joinville, 09 de Novembro de 2018.
1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
 
A situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo é chamada de equilibrio químico. (AQUINO, 2008)
Quando uma reação química ocorre espontaneamente, as concentrações dos reagentes e produtos variam enquanto a energia livre do sistema diminui. Eventualmente, a energia livre atinge um mínimo e, o sistema caminha para um estado de equilíbrio. A velocidade na qual os reagentes produzem os produtos aproxima-se da velocidade na qual os produtos formam os reagentes. Quando o equilíbrio é finalmente atingido, ambas as reações estão ocorrendo com velocidades iguais e as concentrações não variam mais. (BRADY; HUMISTON, 2009)
Algumas reações, parecem se completar, mas outras aparentemente param em um estágio inicial. Como acontece com as mudanças de fase, as reações químicas tendem ao equilíbrio dinâmico no qual não há mudança de composição, mas as reações direta e inversa ainda ocorrem, porém na mesma velocidade. Embora não ocorra mudança no equilíbrio, as reações direta e inversa continuam a acontecer. (ATKINS; JONES, 2012)
A lei da ação da massa expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação. Chamamos essa relação de expressão da constante de equilíbrio para reação. A constante de equilíbrio (K), é um valor numérico obtido quando substituímos as pressões parciais ou concentrações molares reais no equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio. (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005) 
Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem a mudanças das condições em que as reações ocorrem. Uma reação química em equilíbrio pode ser perturbada de três maneiras, sendo estas, as variações de temperatura, de concentração de um reagente ou produto e do volume. (KOTZ; TREICHEL, 2005)
 Quando alteramos um equilíbrio por adição ou remoção de um reagente, o valor de variação da energia livre de Gibbs (∆G) varia e a composição muda até restaurar a condição ∆G = 0. Qualquer variação na concentração de um reagente ou produto provocará um desequilíbrio no sistema. Como resultado, ocorrerá uma reação química que fará o sistema retornar ao equilíbrio. O sistema nunca é capaz de vencer completamente o efeito de uma variação de concentração. A posição final de equilíbrio difere da original. (BRADY; HUMISTON, 2009)
A constante de equilíbrio para uma reação tem um valor numérico fixo apenas enquanto a temperatura permanece constante. Isto acontece devido a temperatura afetar o deslocamento do equilíbrio químico, afetando o valor da constante de equilíbrio. Ao adicionamos calor ao sistema, o mesmo sofrerá um deslocamento no equilibrio químico, dependendo das caracteristicas da reação química. Quando há um aumento na temperatura de uma reação exotérmica desloca o equilíbrio para a esquerda, enquanto que, para uma reação endotérmica, esse equilíbrio é deslocado para a direita. (BRADY; HUMISTON, 2009).
Um aumento na pressão externa de um sistema favorecerá qualquer variação que conduza a um volume menor (Lei de Boyle). Variações de pressão tem efeito muito acentuado sobre o equilíbrio que envolve reações nas quais sejam produzidos ou consumidos gases. A diminuição do volume de uma mistura de gases, que estão em equilíbrio químico, desloca o equilíbrio na direção do menor número de moléculas de gás. (BRADY; HUMISTON, 2009)
Qualquer variação dos três fatores citados que interferem no equilíbrio químico, fará que o mesmo se desloque, de modo a minimizar a energia do sistema, pois trata-se do principio de Le Chatelier, podendo descreve-lo, como sendo qualquer perturbação a um sistema em equilibrio, faz com que a concentração de reagentes e produtos se rearragem de forma a compensar tal perturbação e novamente atingir o estado de equilibrio. (KOTZ; TREICHEL, 1986)
2. OBJETIVOS
 O objetivo desta prática é compreender e estudar o princípio de Le Chatelier através da avaliação da perturbação do equilíbrio químico em diferentes reações através de fatores externos, tais como a alteração da concentração de reagentes e produtos. Também compreender o princípio de Le Chatelier e identificar as condições que podem afetar um equilíbrio químico.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1. MATERIAIS E REAGENTES ULTILIZADOS
Na Tabela 1, estão descritos os materiais e reagentes utilizados no experimento.
Tabela 1 – Materiais e reagentes
	9 Tubos de ensaio 
	1 Suporte para tubos de ensaio
	3 Pipetas de Pasteur
	1 Pisseta 
	Solução de K2CrO4 [0,1 mol.L-1]
	Solução de K2Cr2O7 [0,1 mol.L-1]
	Solução de HCl [1,0 mol.L -1]
	Solução de Ba(NO3)2 [0,1 mol.L -1]
	Solução de NaOH [1,0 mol.L-1]
	Água destilada
Fonte: Autor (2018)
3.3. PROCEDIMETO EXPERIMENTAL
O procedimento experimental realizado foi dividido em duas partes: na primeira parte, o equilibrio de íons cromato e dicromato em meio aquoso e em seguida, o equilibrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons. As duas partes foram divididas em 5 etapas cada. 
3.3.1. Equilíbrio dos íons cromato e dicromato em meio aquoso
Inicialmente, foram serapados 9 tubos de ensaio para adição dos íons cromato e dicromato. Adicionou-se 20 gotas de cromato de potássio em um tubo de ensaio, e 20 gotas de dicromato de potássio em outro tubo. Estes tubos serviram apenas para demonstrar a coloração das soluções. 
Em outros dois tubos de ensaio, adicionou-se 10 gotas de K2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente, uma solução em cada tubo. Em seguida, adicionou-se, gota a gota, NaOH alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um dos tubos.
O procedimento anterior foi repetido, usando dois outros tubos com 10 gotas dos íons cromato e dicromato, uma solução em cada tubo. Desta vez, foi acrescentada uma solução de HCl, gota a gota, alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. As soluções foram deixadas em repouso para serem usadas na próxima etapa.. 
Adicionou-se gota a gota, NaOH a um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor.Em um dos tubos da etapa 2, adicionou-se, gota a gota, HCl até a mudança de cor.
3.3.2 Equilíbrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 10 gotas de K2CrO4 e, logo após, adicionadas gota a gota, nitrato de bário até que alguma alteração na cor da solução ou formação de precipitado aconteça. O tubo contendo essa solução foi reutilizado posteriormente em outra etapa. 
Em outro tubo de ensaio, adicionou-se 10 gotas de K2Cr2O7. Foram também adiconadas 2 gotas de HCl e depois 10 gotas de Ba(NO3)2. Observou-se também se houve mudança de cor e/ou formação de precipitado. O tubo de ensaio com a solução foi ultilizado posteriormente. 
Ao tubo de ensaio da primeira etapa (que possui uma solução contendo 10 gotas de K2CrO4 e nitratato de bário) acrescentou-se, gota a gota, HCl até alguma alteração ser visivel. 
Ao tubo de ensaio da etapa 2 (que contém 10 gotas de K2Cr2O7, 2 gotas de HCl e 10 gotas de Ba(NO3)2 ), foi acrescententado NaOH até que alguma modificação fosse notada. 
Posteriormente, adicionou-se mais 20 gotas de K2CrO4 e e 20 gotas de K2Cr2O7 em dois tubos de ensaios difernetes, cada um com uma das soluções. Feito isso, adicionou-se algumas gotas de Ba(NO3)2 a cada um dos tubos até que alguma mudança seja visivel. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
 
4.1. Equilíbrio dos íons cromato e dicromato em meio aquoso:
Em soluções aquosas, os íonsCromato e Dicromato, usadas na primeira parte do experimento, apresentavam a seguintes colorações (Tabela 2) em seu equilíbrio químico:
Tabela 2: Coloração dos íons cromato e dicromato em soluções aquosas
	 Solução
	 Coloração
	K2CrO4 0,1 mol.L-1 (Cromato de Potássio)
	Amarela
	K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 (Dicromato de Potássio)
	Alaranjada
Fonte: Autor (2018)
Em solução aquosa, o íon cromato que tem coloração amarela (CrO42-) e o íon dicromato que tem coloração laranja (Cr2O72-) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a adição de reagentes básicos (NaOH) ou reagentes ácidos (HCl), isto é, com a variação das concentrações dos reagentes e produtos. As equações químicas 1 e 2 descrevem o equilíbrio químico das duas espécies em meio aquoso. 
 
Cr2O72-(aq) + 2 OH-(aq)   2 CrO42-(aq) + H2O(l) (eq. 1)
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq)   Cr2O72-(aq) + H2O(l) (eq. 2)
 
Inicialmente, foi realizada a adição de algumas gotas de NaOH nos dois tubos de ensaio contendo as soluções de cromato e dicromato, cada solução em um dos tubos, até que o equilíbrio químico de alguma das soluções se desloque de forma visível, como a variação de coloração. Observou-se mudança de cor na solução do íon K2Cr2O7, que inicialmente era alaranjada e mudou para a coloração amarela. A mudança na coloração da solução indica que ocorreu deslocamento no equilíbrio na reação. Com a adição da base as soluções, no dicromato ocorreu uma elevação no numero de pH, que favorece a formação do íon CrO42-, por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela, mostrando que em meio básico o equilíbrio dessa reação desloca para o lado dos produtos, numa tentativa de restabelecer o equilíbrio, adquirindo a coloração do cromato de potássio (um dos produtos da reação), como mostrado na Equação 1, a alteração do equilíbrio químico com a adição de reagentes. Onde a adição de um dos reagentes deslocou o equilíbrio químico (velocidade de formação) para o lado da reação direta, favorecendo a formação dos produtos. 
Em seguida, adicionou-se 4 gotas de HCl aos tubos. O tubo que continha cromato de potássio, que inicialmente tinha uma coloração amarela mudou sua cor para laranja, mostrando que em meio ácido o equilíbrio dessa reação tende para a formação dos produtos, adquirindo a coloração do dicromato de potássio. Já o tubo que continha dicromato de potássio manteve a coloração alaranjada, mesmo com a adição do ácido. 
Na etapa 4, foram adicionadas algumas gotas de HCl nas soluções dos íons cromato e dicromato que, anteriormente, foram usadas na etapa 2. Adicionando HCl ao tubo que continha originalmente o dicromato de potássio, é possível observar que ele retorna a sua coloração original (laranja) mostrando que em meio ácido o equilíbrio desta reação tenderá para o lado do dicromato de potássio e retornará ao estado original. O HCl na reação sofre ionização, formando H+ e Cl-. O aumento da concentração de H+ acabou deslocando o equilíbrio químico para a reação direta, favorecendo a formação de íons dicromato, que apresentam cor alaranjada em seu equilíbrio. Com a adição de HCl nos compostos, foi testada também a reversibilidade de uma reação química.
Na etapa 5, foram adicionadas 4 gotas de hidróxido de sódio, e assim, houve a reversão, pois o cromato que antes estava laranja devido a presença de H+, quando se adicionou hidróxido de sódio com os íons do OH-, voltou a sua coloração inicial amarela. O deslocamento ocorre no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente, a reação se deslocou de tal forma à estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada, isso fez com que a reação se mova no sentido que formar mais aquela substância. 
4.2. Equilíbrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons
Quando gotejado Ba(NO3)2 à solução de K2Cr2O4, percebeu-se a formação de um precipitado. A solução ficou com uma coloração amarela turva, pois o amarelo é a cor natural do cromato, porém o turvo vem do cromato de bário, que é insolúvel. A solubilidade do cromato de bário é de aproximadamente 1,2 x 10-10 mol/L à 25 ºC, e percebe-se, devido a formação de precipitado, que o BaCrO4 não foi totalmente solubilizado. Essa precipitação pode ser explicada devido ao valor baixo do Kps do cromato de bário. A Equação 3, expressa a reação química citada acima.
K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) BaCrO4(s) + KNO(aq) (eq. 3)
Com a reação entre o íon cromato e íon nitrato de bário, tem-se o precipitado cromato de bário. Após adicionar algumas gotas de HCl no recipiente contendo o precipitado, a solução ainda se manteve laranja, pois também formou-se o dicromato de bário insolúvel, porém, sem correr o risco de conter cromato misturado, pois após adiconado o ácido cloridrico, o equilíbrio tende a se deslocar totalmente para a direita.
Ao adicionar três gotas de Ba(NO3)2 ao dicromato, o mesmo se manteve laranja, porém, notou-se uma variação na coloração, que de laranja translúcido tornou-se um laranja meio turvo, devido ao dicromato de bário que se formou, sendo o mesmo é insolúvel. A precipitação do dicromato de bário é expresso pela Equação 4.
 
K2CrO7(aq) + Ba(NO3)2(aq) → 2KNO(aq) + BaCr2O7(s) (eq. 4)
A solução contendo cromato de potássio tem uma cor amarelada, e ao reagir com solução de nitrato de bário, formou um precipitado de cromato de bário com cor amarelo clara. A precipitação ocorre porque o cromato de bário é muito insolúvel em água. Por exemplo, só conseguimos dissolver em torno de 0,00027 gramas de cromato de bário para cada 100ml de água (a 20°C). A Equação 5 mostra a reação de precipitação do cromato de bário.
 
 Ba(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → BaCrO4(s) + 2 KNO3(aq) (eq. 5)
Os resultados citados são esperados quando os analisa com base na teoria de Le Chatelier, de forma que os reagentes e produtos formados mudaram suas velocidades de formação e conseqüentemente, o equilíbrio químico entre formação de produtos e reagentes, formando um ou outro dependendo do reagente adicionado (RUSSEL, 1994).
5. CONCLUSÃO
Os objetivos propostos na realização desse estudo teórico e experimental foram alcançados e a compreensão dos métodos necessários para desenvolver todos os procedimentos foram devidamente bem trabalhados. Verificando o princípio de Le Chatelier, pode-se concluir que um aumento da concentração de uma das substâncias participantes de um sistema deslocará o equilíbrio no sentido da reação em que tal substância é consumida, que ocorre quando um sistema em equilíbrio recebe perturbações do meio externo.
6. REFERÊNCIAS
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Páginas 383, 399. 
BROWN, S.C. The caloric theory of heat. American Journal of Physics, v. 18, pg. 165,166., 1950.
RUSSELL, J. B. “Química Geral”, 2ª Edição, Makron Books Editora Ltda, São 
Paulo. 1994. 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M. J. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.
BRADY, J E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 3ª Ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.