Relatório 1 - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
Instituto de Química
Departamento de Química Geral e Inorgânica
Química Geral Experimental II
FATORES QUE INFLUENCIAM O EQUILÍBRIO QUÍMICO
Professores: Lohrene De Lima Da Silva
Alunos: 
Alexander de Paula Rodrigues
Leonardo Leopoldo Liberatori
Nicolas Fonseca Busolo Skolimovski Paes de Oliveira
Lucas de Santana 
 Rio de Janeiro,07/07/2022
 SUMÁRIO
INTRODUÇÃO	3
OBJETIVO	3
MATERIAIS E REAGENTES	3
METODOLOGIA	4
RESULTADOS E DISCUSSÕES	5
CONCLUSÃO	9
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	10
	
INTRODUÇÃO
 	Reações em equilíbrio químico tem uma importância histórica para a sociedade, visto que, no início do século XX a busca por alimentos aumentou devido à eclosão da primeira guerra mundial, assim a busca por maior capacidade de produção de alimentos se tornou um desafio, especificamente no ramo agrícola. A fixação de nitrogênio para a utilização, principalmente de fertilizantes e também de explosivos, só foi possível devido a descoberta do processo Haber, em que através de uma enorme aplicação de pressão, há um deslocamento de equilíbrio no sentido de produção de amônia (produto), seguindo o princípio de Le Chatelier, pois, tende a minimizar as perturbações causada pelo aumento da pressão. 
A descoberta desse processo revolucionou a nossa produção de alimentos em massa além de conseguir formas de fixação de nitrogênio. O processo de equilíbrio dinâmico vai além somente da produção de alimentos, pois, é bastante utilizado na indústria para aumentar o rendimento das reações tanto com aumento de pressão, temperatura, dentre outros, relacionando-se bastante com as componentes termodinâmicas da reação. Sendo assim compreender a complexidade das reações de equilíbrio é de vital importância para nossa sociedade atual
1. OBJETIVO
O objetivo deste trabalho é verificar experimentalmente os fatores que influenciam as variações das reações em equilíbrio, utilizando o princípio de Le Chatelier. 
2. MATERIAIS E REAGENTES
· Erlenmeyer de 250 mL com rolha de borracha;
· Pipeta graduada de 5 mL;
· Pinça metálica;
· Banho de gelo;
· Banho maria;
· Tubo de ensaio;
· Estante para tubo de ensaio;
· Pipeta pasteur;
· Becker de 100 mL;
· Fio de cobre metálico;
· Ácido Nítrico (HNO3) concentrado;
· Solução de Cloreto Férrico (FeCl3);
· Solução de Tiocianato de Amônio (NH4SCN);
· Solução de Cloreto de Amônio (NH4Cl);
· Solução de Ácido Fosfórico (H3PO4).
3. METODOLOGIA
· Experimento a
1. Adicionar 1 cm de fio de cobre ou um pequeno pedaço de folha de cobre metálico dentro de um Erlenmeyer;
2. Adicionar com o auxílio da pipeta graduada 1,5 mL de Ácido Nítrico Concentrado (HNO3) dentro do mesmo Erlenmeyer, tampar imediatamente o Erlenmeyer com uma rolha de borracha;
3. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
4. Inserir o Erlenmeyer com a ajuda de uma pinça metálica ao banho de gelo;
5. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
6. Retirar o Erlenmeyer do banho de gelo e deixa-lo na bancada por alguns minutos até volte a temperatura ambiente;
7. Inserir o Erlenmeyer com a ajuda de uma pinça metálica ao banho de maria;
8. Observar e anotar as mudanças ocorridas.
· Experimento b
1. Em 5 tubos de ensaio, adicionar 1,0 mL da solução de Cloreto Férrico (FeCl3) com 5,0 mL da solução Tiocianato de Amônio (NH4SCN), gerando uma mistura de solução vermelha;
2. Reservar a solução do tubo um como referência;
3. Adicionar no tubo dois de 5 a 10 gotas de Tiocianato de Amônio (NH4SCN);
4. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
5. Adicionar no tubo três de 5 a 10 gotas de Cloreto Férrico (FeCl3);
6. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
7. Adicionar no tubo quatro de 5 a 10 gotas de Cloreto de Amônio (NH4Cl);
8. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
9. Adicionar no tubo cinco de 5 a 10 gotas de Ácido Fosfórico (H3PO4);
10. Observar e anotar as mudanças ocorridas;
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
· Experimento a
Notamos que, quando o ácido nítrico entra em contato com o fio de cobre, a coloração da solução passa a ser verde/azul no fundo do Erlenmeyer, e nas paredes a coloração é castanho, já que na presença de oxigênio a reação entre o fio de cobre e o ácido resulta em liberação de dióxido de nitrogênio, que é gasoso, em razão disso o Erlenmeyer precisa estar tampado com a rolha de borracha.
3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) → 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) +4 H2O (l)
Equação 1
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
Equação 2
Figura 1
Após a reação atingir o equilíbrio, mergulhamos o Erlenmeyer no banho de gelo por alguns segundos. Verificamos que a coloração castanho se torna bem mais claro, tendendo a ficar incolor. A diminuição de temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica, pelo princípio de Le Chatelier.  Ocorrendo a obtenção do gás N2O4 que é incolor, este é um processo exotérmico. 
NO2 (g) ⇋ N2O4 (g) ∆H < 0
Equação 3
Figura 2
Ao adicionar o Erlenmeyer em banho maria, a coloração das paredes torna-se mais intensa, ocorre o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa, que é a reação de formação NO2. Ocorrendo a absorção de calor, portanto a reação é endotérmica.
NO2 (g) ⇋ N2O4 (g) ∆H >0
Equação 4
Figura 3
· Experimento b
 	Após a adição de 1mL de cloreto férrico (FeCl3) e 5 mL de tiocianato de amônio (NH4SCN) pela equação:
FeCl3 (aq) + 3 NH4SCN (aq) ⇌ Fe(SCN)3 (aq) + 3 NH4Cl (aq)
Equação 5
Obtivemos uma solução com coloração vermelho sangue, devido a presença do tiocianato férrico, após concluirmos essa etapa, adicionamos aos demais 4 tubos de ensaio as respectivas soluções de tiocianato de amônio (tubo 2), cloreto férrico (tubo 3), cloreto de amônio (tubo 4) e ácido fosfórico (tubo 5) respetivamente:
Figura 4
Após a adição dessas soluções obtivemos o seguinte resultado:
	Tubo 2
	Adição NH4SCN
	Continuou avermelhada
	Tubo 3
	Adição FeCl3
	Continuou avermelhada
	Tubo 4
	Adição NH4Cl
	Continuou avermelhada
	Tubo 5
	Adição H3PO4
	Mudança na coloração
Tabela 1
Os tubos 2 e 3, teve os resultados esperado devido ao princípio de Le Chatelier, que nos diz que quando haver uma perturbação de equilíbrio, a tendência é o deslocamento no sentido de minimizar as perturbações. Esse fator (nesse caso) envolve o aumento de concentração e o aumento de entropia do sistema, sendo o equilíbrio, nesse caso, sendo deslocado no sentindo de produzir mais produtos, que seria o tiocianato férrico (cor vermelho sangue). 
O tubo 4, não foi de acordo com o esperado, pois, mesmo com uma quantidade estequiométrica maior na equação (3 mol), não houve resultado visível de deslocamento no sentido dos reagentes, pelo mesmo princípio descrito anteriormente. O tubo 5 foi o único tudo que houve uma mudança visível na coloração, devido a presença do ânion fosfato obteve-se uma na coloração, pela mudança de agrupamento SCN por PO43- pela equação:
FeCl3 (aq) + 6 NH4SCN (aq) + 2 H3PO4 (aq) ⇌ NH4Cl (aq) + (NH4)3[Fe(PO4)2] (aq) + HSCN (aq)
Equação 6
Sendo assim a solução resultante apresenta coloração um pouco mais incolor.
5. CONCLUSÃO
O experimento (B) não foi possível alcançar todos os resultados esperados, acreditamos que isso foi devido à baixa concentração utilizada das soluções adicionadas nos tubos de ensaio, especificamente o tubo 3. A utilização de uma maior quantidade de concentração das soluções poderia corroborar para uma maior visualização do experimento. O experimento (A) foi possível observar com mais clareza os deslocamentos de equilíbrio esperado e a coloração obtida, acreditamos que isso se atribui a uma boa eficiência nos parâmetros físicos do banho de gelo e o banho de gelo em ebulição feitos no laboratório.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5 ed. Bookman, 2012.
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