Relatório Equilíbrio Químico

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1. RESUMO
Visando comprovar a ocorrência da lei de equilíbrio químico de Le Chatelier
visualmente e desenvolver melhor manuseamento de compostos e vidrarias
envolvidos no laboratório, a prática foi iniciada a partir do conhecimento
antecipado sobre os conceitos de equilíbrio químico e o deslocamento do
mesmo.
A experimentação foi feita com auxílio de materiais já conhecidos e usados
pelos alunos, por exemplo béqueres, tubos de ensaio, pipetas e provetas
variadas, assim como as diferentes soluções necessárias para as reações e
os sistemas nos quais as reações foram submetidas como banho de gelo e
banho-maria.
Portanto, conclui-se que a atividade foi satisfatória, uma vez que atingiu seus
principais objetivos, assim como promoveu melhor desenvolvimento de
conceitos aprendidos apenas teoricamente.
Palavras-chave: equilíbrio; Le Chatelier; deslocamento; reações.
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2. OBJETIVOS
Os objetivos dos experimentos trabalhados e realizados no laboratório consistem
em:
1. Averiguar o princípio de Le Chatelier a partir de um sistema em equilíbrio com
a atuação de um agente externo;
2. Verificar as mudanças visuais que acontecem nos sistemas devido à variação
de concentração dos compostos, que desloca o equilíbrio das reações;
3. Manusear corretamente as vidrarias de laboratório, bem como manipular de
forma apropriada os compostos fornecidos;
4. Realizar o descarte adequado dos materiais utilizados.
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3. INTRODUÇÃO
O presente experimento exige conhecimentos teóricos prévios para seu
entendimento completo. Neste, uma vez que o experimento visa a observação de
mudanças decorrentes de interferências no sistema, demanda uma noção anterior
acerca dos seguintes assuntos: Reversibilidade das reações, equilíbrio químico e
princípio de Le Chatelier.
Nos sistemas químicos, uma reação pode ocorrer em apenas um sentido ou tanto
no sentido direto quanto no inverso. As que se encaixam na primeira descrição são
chamadas de irreversíveis (exemplo: combustão), já as que se assemelham à
segunda descrição são denominadas reversíveis (exemplo: produção de amônia),
neste tipo ocorre simultaneamente a formação de reagentes em produtos e
vice-versa.
Uma reação atinge o estado de equilíbrio quando a velocidade das reações direta
e inversa se igualam, e as proporções relativas às concentrações não se alteram.
Além disso, só atinge este ponto a reação feita sob as condições de um sistema
fechado e à temperatura e pressão constantes. Apesar do nome levar a uma noção
intuitiva de que ao atingir o equilíbrio a reação é encerrada, o conceito demonstra
ser exatamente o contrário: ao atingir este patamar a reação mantém sua
dinamicidade, porém com proporções e velocidade constantes.
A razão entre as concentrações molares dos produtos/reagentes no equilíbrio é a
constante de equilíbrio Kc (que também pode ser expressa em termos de pressão -
Kp). Neste cálculo não são incluídos compostos sólidos e líquidos puros. Existem
dois tipos de equilíbrio quando se analisa a natureza dos compostos envolvidos:
- equilíbrio homogêneo: todos as substâncias estão no mesmo estado físico;
- equilíbrio heterogêneo: há substâncias em diferentes estados físicos envolvidas.
Apesar das proporções das concentrações serem constantes, é possível deslocar
o equilíbrio favorecendo um sentido da reação, e é sobre isso que o Princípio de Le
Chatelier se debruça. Postulado pelo químico francês Henri Le Chatelier mostra que
quando um sistema em equilíbrio sobre perturbação ele tende a tentar revertê-la e
estabelecer um novo equilíbrio sob estas condições. O deslocamento do equilíbrio
pode acontecer de três formas:
- Alteração na concentração: adicionar ou retirar reagentes ou produtos desloca o
equilíbrio. Ao adicionar uma substância, o sistema reage para consumi-la, ao retirar
uma substância, o sistema reage para formá-la.
- Alteração na pressão: mudanças no volume da amostra. Ao diminuir o volume
(aumentar a pressão), o equilíbrio é deslocado no sentido que reduz a quantidade
de matéria de gás, ao aumentar o volume (reduzir a pressão), o equilíbrio é
deslocado no sentido que aumenta a quantidade de matéria de gás.
- Alteração da temperatura: ao aumentar a temperatura do sistema o equilíbrio se
desloca no sentido endotérmico; ao reduzir a temperatura favorece o sentido
exotérmico.
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A partir destes conhecimentos é possível realizar uma análise mais precisa acerca
das mudanças físicas, visuais e comportamentais das reações trabalhadas em
laboratório.
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4. METODOLOGIA
Parte A:
Materiais:
● Água
● Béquer de 100 mL
● Solução cloreto de ferro III 0,01 mol/L
● Solução tiocianato de amônio 0,1 mol/L
● Bastão de vidro
● Tubo de ensaio
● Cloreto de ferro III sólido
● Tiocianato de amônio sólido
● Espátula
● Pipeta de Pasteur
● Proveta
Procedimento:
1. Coloque 40 ml de água em um béquer de 100 ml ;
2. Com uma pipeta de pasteur pipete a solução de cloreto de ferro III 0,01 mol/L
e transfira para a proveta. Lembre-se que é preciso acertar o menisco até a
marcação dos 5 mL. Após isso, adicione tal solução no béquer que contém
os 40 mL de água;
3. Em seguida, pipete com a pipeta de Pasteur a solução de tiocianato de
amônio 0,1 mol/L e transporte para a proveta, acertando o menisco até a
marca dos 5 mL. Despeje a solução no béquer que contém a água e o cloreto
de ferro III 0,01 mol/L;
4. Agite a solução contida no béquer com o auxílio de um bastão de vidro para
homogeneizar a concentração e observe a cor desenvolvida;
5. Divida a conteúdo do béquer em 4 tubos de ensaios diferentes:
- O primeiro tubo de ensaio servirá como padrão;
- No segundo tubo de ensaio adicione 2 ml de solução cloreto de ferro III 0,01
mol/L, pipete com a pipeta de pasteur a solução de cloreto de ferro III e
transfira para a proveta, lembre-se que é preciso acertar o menisco, até a
marcação dos 2 ml, agite o tubo de ensaio de acordo com as orientações do
professor e compare a cor com o tubo padrão;
- No terceiro tubo adicione uma certa quantidade de tiocianato de amônio
sólido com uma espátula até que seja possível ver uma considerável
mudança na cor, agite o tubo de ensaio de acordo com as orientações do
professor e compare a cor com o tubo padrão;
- No quarto tubo adicione uma certa quantidade de cloreto de amônio sólido
com uma espátula até que seja possível ver uma considerável mudança na
cor, agite o tubo de ensaio de acordo com as orientações do professor e
compare a cor com o tubo padrão.
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Parte B:
Materiais:
● Tubo de ensaio
● Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L
● Solução de cloreto de sódio 0,5 mol/L
● Pipeta de Pasteur
● Solução de hidróxido de amônio 0,5 mol/L
Procedimento:
1. Em uma proveta, transfira a solução de nitrato de prata 0,1 mol/L até a marca
de 1 mL com o auxílio de uma pipeta de Pasteur. Acerte o menisco e despeje
a solução em um tubo de ensaio;
2. Em uma proveta, transfira a solução de cloreto de sódio 0,5 mol/L até a
marca de 1 mL com o auxílio de uma pipeta de Pasteur. Acerte o menisco e
despeje a solução no tubo de ensaio que contém 1 mL da solução de nitrato
de prata 0,1 mol/L;
3. Deixe decantar e retire o líquido que sobrou com a ajuda de uma pipeta de
Pasteur;
4. Adicione gota a gota, no máximo de 60 gotas, a solução de hidróxido de
amônio 0,5 mol/L ao sólido restante no tubo de ensaio e observe a reação.
Parte C:
Materiais:
● Espátula
● Relógio de vidro
● Balança semi analitica
● Tubo de ensaio
● Cloreto de cobalto
● Etanol absoluto
● Pipeta de Pasteur
● Água
● Banho maria
● Banho com água e gelo
Procedimento:
1. Com o auxílio de uma espátula, transfira o cloreto de cobalto para um relógio
de vidro e pese na balança semi analítica 50 mg. Transfira o sólido para o
tubo de ensaio;
2. Em uma proveta, transfira etanol absoluto até a marca de 3 mL com o auxílio
de uma pipeta de Pasteur. Acerte o menisco e despeje a solução no tubo de
ensaio que contém o cloreto de cobalto. Logo em seguida, agite a solução de
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acordo com as instruções dadas pelo professor até dissolver o cloreto de
cobalto. Anote as observações;
3. Acrescente 6 gotasde água com o auxílio da pipeta de Pasteur, agite a
solução de acordo com as instruções dadas pelo professor e anote as
observações;
4. Coloque o tubo de ensaio com a grade no banho maria, deixe por 10 minutos
e anote as observações;
5. Coloque o tubo de ensaio recém tirado do banho maria no banho de água e
gelo (apenas o tubo de ensaio, sem a grade), deixe por 10 minutos e anote
as mudanças.
Parte D:
Materiais:
● Fio de cobre
● Tesoura
● Régua
● Balão de fundo chato
● Solução de HNO3 concentrado
● Pipeta de Pasteur
● Proveta
● Capela de exaustão
● Tampa do balão de fundo chato
● Banho de água e gelo
● Banho maria
Procedimento:
1. Meça 1 cm de fio de cobre com o auxílio de uma régua e corte-o com uma
tesoura. Após isso, transfira-o para um balão de fundo chato;
2. Na capela de exaustão, transfira 2,5 mL de HNO3 concentrado para uma
proveta com o auxílio de uma pipeta de Pasteur. Em seguida, acerte o
menisco e despeje o ácido no balão de fundo chato. Após isso, tampe-o e
anote as observações;
3. Deixe o balão em repouso por 10 minutos, até estabelecer o equilíbrio. Em
seguida, coloque o balão no banho de água e gelo por aproximadamente 10
minutos, anote as observações;
4. Logo depois, transfira o balão para o banho maria e deixe-o por em torno de
10 minutos, anote as observações.
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5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Incerteza Padrão
Vale ressaltar que, todas as medições são afetadas por erros imperfeitamente
conhecidos, logo a medição deve considerar estes erros de incerteza partindo de
seu menor valor e dividindo por dois. Dentre os instrumentos utilizados para
medição de volume, considerou desvio em torno de ±10 mL para o béquer e para a
proveta em torno de ±0,05 mL.
Parte A
O experimento entre cloreto de ferro III (FeCl3) e tiocianato de amônio (NH4SCN)
ocasionou mudança na coloração, aproximando-se de um vermelho escuro. Isto se
deve a interação entre os íons de ferro com o íon tiocianato, onde ocorreu uma
reação de dupla troca que está representada abaixo.
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) ⇄ Fe(SCN)3(aq) + NH4Cl(aq)
Em seguida, a solução foi dividida entre quatro tubos de ensaio onde:
Tubo I: Serviu como solução padrão.
Tubo II: Ao adicionarmos 2 mL de solução de FeCl3, foi possível observar o
escurecimento da solução, isto se deve ao equilíbrio ter sido deslocado em direção
aos produtos em decorrência da adição de mais reagente.
Tubo III: A adição de tiocianato de amônio também provocou o deslocamento em
direção aos produtos, no entanto, apresentou a mesma coloração da solução
padrão.
Tubo IV: Foi adicionado cloreto de amônio sólido que ocasionou o clareamento da
solução devido o deslocamento na direção dos reagentes.
Parte B
Dentre os experimentos realizados, apenas a reação entre as soluções de nitrato de
prata (AgNO3) e cloreto de sódio (NaCl) não foi possível observar alterações
macroscópicas. Acredita-se que ocorreu a solubilização porém não houve
totalmente o dissolvimento dos sais utilizados na reação. De forma teórica, a reação
é caracterizada pela formação dos íons Na+ e Cl- a partir do NaCl que reagirão com
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o AgNO3. Além disso, o equilíbrio da reação tende para o lado da formação dos
produtos como pode ser observado a seguir.
NaCI(aq) + AgNO3(aq) ⇄ NaNO3(aq) + AgCI(s)
Parte C
O cloreto de cobalto (CoCl2·6H2O) apresenta coloração rosa, diferentemente do
etanol (CH3CH2OH) que é incolor. Ao adicionarmos o etanol a um tubo de ensaio já
contendo cloreto de cobalto, observou-se a mudança de cor para o azul. Isto se
deve, pois o cloreto de cobalto quando anidro apresenta coloração rosa e quando
hidratado se torna azul, esta reação está representada a seguir.
CoCl2·6H2O(s) + CH3CH2OH(l) → CoCl2(OH)5H2O(aq) + CH3CH2H2O(aq)
Em seguida, acrescentou-se 6 gotas de água (H2O) e agitou-se manualmente onde
foi possível observar a mudança de coloração novamente, que passou de azul para
roxo. Posteriormente a solução foi colocada em banho maria e em um banho
contendo gelo respectivamente, o que ocasionou a mudança de cor para rosa.
Parte D
Ao adicionar lentamente o ácido nítrico (HNO3) em um balão chato já contendo o
pedaço de fio de cobre (Cu) observou-se que houve mudança de coloração incolor
para azul. Além disso, observou-se que houve “desaparecimento” do fio na solução,
isto se deve à transferência do cobre para a solução que consequentemente mudou
a coloração. A reação descrita está representada a seguir.
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + H2O(l) + NO(l)
Analisando a reação, nota-se que esta é um exemplo de óxido-redução onde o
cobre sofreu oxidação e o nitrogênio sofreu redução.
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6. CONCLUSÃO
Com base nos experimentos realizados em laboratório, conclui-se que os
objetivos foram alcançados, uma vez que a análise do equilíbrio químico foi
realizada efetivamente.
Nesse âmbito, é notório que ter os conhecimentos teóricos acerca do assunto
envolvido é de suma importância para um melhor entendimento do que ocorre
experimentalmente, bem como escrever a reação realizada. Nesse sentido, a
compreensão sobre o princípio de Le Chatelier foi fundamental para averiguar a
procedência dos processos realizados laboratorialmente.
Ademais, foi possível verificar que as reações reversíveis podem ter seu equilíbrio
deslocado alterando as condições de temperatura, concentração e/ou pressão do
composto.
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7. BIBLIOGRAFIA
Brown, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E. Química: a Ciência Central. 9 ed. São Paulo:
Pearson Prentice Hall, 2005. ISBN-85-87918-42-7.
Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. ISBN-85-363-0668-8.
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