Relatório 1 - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
CEDERJ – Polo São Gonçalo 
QUÍMICA III 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 1: Equilíbrio Químico 
01/08/2015 
 
 
 
 
 
PAULA DE MELO RODRIGUES 
MATRÍCULA: 14114070066 
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA 
TUTOR: THIAGO CRISPIM 
 
I. INTRODUÇÃO: 
 Um equilíbrio químico forma-se quando, em uma reação reversível, a velocidade 
da reação direta é a mesma que a da reação inversa. Nesse ponto, as concentrações 
individuais dos reagentes e dos produtos mantêm-se constantes, mas elas não são 
necessariamente iguais. 
 
Algumas perturbações podem ser realizadas no sistema a fim de deslocar o 
equilíbrio, tais como a variação da concentração, da pressão e da temperatura. 
 
Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são 
muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. 
De fato, se permitirmos que isso ocorra, todas as reações atingem o estado de 
equilíbrio, embora em alguns casos isto nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos 
que a reação "foi completada". (Russel, John B. Vol. 2). 
 
Mas, rigorosamente falando, não existem reações que consumam todos os 
reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual 
permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até 
que seja quase impossível de se medir (Russel, John B. Vol. 2). 
 
O princípio Le Châtelier diz que a posição de um equilíbrio sempre é deslocada 
na direção que alivia a perturbação que é aplicada a um sistema (Skoog, 8º edição). 
 
II. OBJETIVOS: 
 Desenvolver o conhecimento do aluno adquirido em aulas teóricas, de Equilíbrio 
Químico, verificando experimentalmente o deslocamento das reações pela Lei ou 
princípio de Le Chatelier e obter o equilíbrio 2NO2 = N2O4. 
III. MATERIAIS E REAGENTES: 
MATERIAIS REAGENTES 
Béquer Ácido Nítrico (HNO3) 
Balança analítica 
Balão volumétrico 50 mL 
Pipeta graduada 5,00 mL 
Capela 
Fio de cobre 
Bacia com gelo 
Panela com água quente 
Pêra 
 
IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
Em um balão volumétrico de 50 mL adicionou-se um pedaço de cobre, cuja massa 
é 0,0250 (± 0,0001) g. 
Utilizando uma pipeta volumétrica de 5,00 mL mediu-se 1,00 mL de Ácido Nítrico 
(HNO3) e transferiu-se para o balão, observou-se e os resultados foram devidamente 
anotados. 
Após um tempo, adicionou-se esse balão contendo a solução em uma bacia com 
gelo, esperou-se alguns segundos e observou-se. 
Novamente, após aguardar um tempo, adicionou-se este balão em uma panela 
com água quente dentro da estufa, aguardou-se alguns segundos, retirou-se o balão e 
observou-se a aparência da solução. 
V. RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
 
Na primeira parte do experimento ao adicionar o ácido nítrico ao balão 
contendo o fio de cobre, notou-se que ao ocorrer a reação a coloração da 
solução tornou-se verde, e era possível notar também que as paredes do balão 
se tornaram castanhas, isso ocorreu, pois ao entrar em contato com o ácido o 
fio de cobre entrou em forte reação com o tal, efervescendo e liberando gás. 
 
O cobre metálico reage com o ácido nítrico a quente, em presença de oxigênio, 
e forma o dióxido de nitrogênio (NO2): 
 
3Cuo(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) 
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 
 
A coloração da solução passou de incolor para verde, devido a essa mistura 
do gás (NO2) e do cobre (Cu) que oxida à +2 e possui coloração azul. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reação entre cobre e ácido nítrico com formação do gás dióxido de nitrogênio. 
Na segunda parte do experimento, ao adicionar o balão contendo a solução descrita 
anteriormente a um balde de gelo por alguns segundos, notamos que ao retirar o balão 
a coloração se torna um castanho bem mais claro tendendo ao incolor. 
Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se diminui a temperatura, favorece-se o 
deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). 
No caso em questão, sabemos que é a reação direta, de formação do N2O4, pois ele é 
o gás incolor. Temos, então, que a obtenção do gás N2O4 é um processo exotérmico: 
NO2(g) ↔ N2O4(g) ∆H < 0 
Na terceira parte do experimento, ao adicionar o balão contendo a solução em uma 
panela com água quente, a coloração castanha das paredes do balão se torna mais 
intensa, mostrando que houve um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação 
inversa, de formação do NO2, e que, portanto, essa reação é endotérmica pois nesse 
caso acontece uma absorção de calor. 
 
 
 
#Cálculos 
Cu  MM= 63,546 g/mol 
Massa pesada: 0,0250 (± 0,0001) g 
 
1 mol de Cu ----------------------- 63,546 g 
X -------------------- 0,0250 g 
X = 0,0250 ÷ 63,546 = 0,000393 = 0,0004 mols de Cu. 
 
HNO3 69 % 
MM= 63, 01 g/mol 
d= 1, 41 g/mL 
1,41 g de solução de HNO3 ------------------------ 1,00 mL de solução de HNO3 
 Xg ------------------------------ 1000 mL 
 
Xg = 1,41 x 1000 ÷ 1,00 = 1410 g de solução de HNO3 
 
1410 g de solução ---------------- 100 % 
 Yg ------------------- 69% 
Yg = 1410 x 69 ÷ 100 = 972,9 g de HNO3 
 
1 mol de HNO3 ------------ 63,01 g 
X mols ----------------------- 972,9 g 
X = 972,9 ÷ 63,01 = 15,440 = 15,45 mols de HNO3 
 
15,45 mols de HNO3 ----------------------- 1000 mL de solução 
 X mols ----------------------------- 1,00 mL de solução 
X mols = 15,45 x 1,00 ÷ 1000 = 0,01545 mols de HNO3. 
 
 
VI. CONCLUSÕES: 
 Uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio forma o tetróxido de 
dinitrogênio, entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento 
da reação e deixa claro para o aluno que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura 
se estabiliza, podendo-se verificar que a reação ocorre nos dois sentidos. 
Sendo assim, conclui-se que foi possível obter na pratica os resultados descritos na 
literatura, fazendo-se assim um ensaio coerente e de resultados satisfatórios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VII. BIBLIOGRAFIA: 
 
 Douglas A. Skoog, Fundamentos de Química Analítica – 8° Edição - EDITORA 
THOMSON – Página 220 - Cap. 9 - Soluções Aquosas e Equilíbrios Químicos 
 John B. Russell, Química Geral Vol. 2 – Editora: Makron. Books - Cap. 14 – 
Equilíbrio Químico – Página: 72 
 PERUZZO, Francisco Miragaia. CANTO, Eduardo Leite do. Química: na 
abordagem do cotidiano. Volume: 2. 3ª Edição. Editora Moderna. São Paulo, 
2003. 
 Chuva Ácida: Um Experimento para Introduzir Conceitos de Equilíbrio Químico e 
Acidez no Ensino Médio – Edição Nº 21 – Maio 2005 – Química Nova na Escola