9 - INFLUENCIA DA T E CONCENTRACAO NO EQUILIBRIO docx

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Laboratório de Química
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA AO DESLOCAMENTO DE
EQUILÍBRIO E DA CONCENTRAÇÃO DE ÍONS H+ NO
EQUILÍBRIO QUÍMICO
ACADÊMICOS : RA :
TURMA : 033 PROFESSOR :
MARINGÁ
PARANÁ – BRASIL
2018
1. Introdução
Em suma, o objetivo do presente estudo consiste em verificar a
influência da temperatura e da concentração no equilíbrio químico.
2. Procedimento
2.1. Experimento 1:
Para o início do experimento 1 que envolveu a influência da temperatura
no equilíbrio químico, colocou-se cerca de 0,5 g e nitrato de chumbo
(Pb(NO3)2) em dois tubos de ensaio limpo e seco. Com o auxílio de uma
pinça de madeira, segurou-se um dos tubos para que o mesmo fosse
aquecido na chama do bico de Bunsen de maneira que fosse movimentado
e inclinado. Feito isso, observou-se a formação de um gás
marrom-avermelhado , dióxido de nitrogênio (NO2), no qual não deve ser
inalado pois é altamente tóxico. Com isso, a chama do bico de Bunsen foi
apagada quando o tubo estava cheio de gás e logo após, foi tampado com
uma rolha e disposto na estante para esfriar. Este procedimento se repetiu
para o outro tubo de ensaio.
Posteriormente, colocou-se água em um béquer de 250 mL até dois
terços de sua capacidade e foi aquecido até a ebulição. Com isso, um dos
tubos foi mergulhado no béquer com água quente e o outro no béquer com
água gelada e a coloração de cada tubo foi observada. Por fim, a posição
dos tubos foi invertida, colocando o que estava na água quente na água fria
e vice-versa. A coloração de cada tubo também foi observada.
2.2. Experimento 2:
O segundo experimento corresponde à influência da concentração de
íons H+ no equilíbrio químico. No início do experimento, foram preparados
seis tubos de ensaio que foram enumerados de 1 a 6. Acrescentou-se aos
tubos 1, 2 e 3, cerca de 2,00 mL de solução de cromato de potássio
(K2CrO4) e aos tubos 4, 5 e 6, cerca de 2,00 mL de dicromato de potássio
(K2Cr2O7). As cores foram observadas. Feito isso, adicionou-se ao tubo 1,
2,00 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) e observou-se qualquer indício
de reação tal como mudança de cor, formação de precipitado. Ao tubo 4,
foram adicionados 2,00 mL de hidróxido de sódio (NaOH). Aos tubos 2, 3, 5
e 6, 2,00 mL de solução de cloreto de bário (BaCl2). Ao tubo 2, mais 2,00
mL de solução de ácido clorídrico (HCl). Ao tubo 3, mais 2,00 mL de
solução de hidróxido de sódio (NaOH). Ao tubo 5, mais 2,00 mL de solução
de ácido clorídrico (HCl) e ao tubo 6, mais 2,00 mL de solução de hidróxido
de sódio. Posteriormente, o tubo de ensaio foi posto em repouso e
observou-se uma alteração após a adição de cada reagente. Com o término
do experimento, as equações químicas balanceadas foram descritas para a
reação que ocorre em cada tubo após a adição de cada reagente.
3. Resultados e Discussão
Para os experimentos realizados, elaborou-se a seguinte tabela:
Erlenmeyer
H2SO4 (2,5
mol/L) mL
H2C2O4 (0,50
mol/L) mL H2O mL
KMnO4 (0,04
mol/mL) mL t (min)
1 10,0 5,00 - 4,00 3,66
2 10,0 5,00 10,0 4,00 4,90
3 10,0 5,00 20,0 4,00 6,00
4 10,0 5,00 35,0 4,00 7,13
5 10,0 5,00 50,0 4,00 0,32
Tabela 1 – Resultados do experimento demonstrando a influência da
concentração do MnO4- na velocidade de reação.
A partir dos dados obtidos, é possível perceber que do experimento 1 para
o 4, o tempo aumenta devido a influência da concentração e temperatura da
reação química. É válido ressaltar a ocorrência de choques efetivos e
probabilidade de choques que será analisada posteriormente.
Para o cálculo da concentração de MnO4-, utiliza-se a equação :
● Para o erlenmeyer 1:
0, 04 𝑚𝑜𝑙𝐿 𝑥 4, 0 𝑚𝐿 = 𝐶 𝑥 19, 0 𝑚𝐿
𝐶 = 8, 42 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
● PARA O ERLENMEYER 2:
0, 04 𝑚𝑜𝑙𝐿 𝑥 4, 0 𝑚𝐿 = 𝐶 𝑥 29, 0 𝑚𝐿
𝐶 = 5, 5 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
● PARA O ERLENMEYER 3:
0, 04 𝑚𝑜𝑙𝐿 𝑥 4, 0 𝑚𝐿 = 𝐶 𝑥 39, 0 𝑚𝐿
𝐶 = 4, 10 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
● PARA O ERLENMEYER 4:
0, 04 𝑚𝑜𝑙𝐿 𝑥 4, 0 𝑚𝐿 = 𝐶 𝑥 54, 0 𝑚𝐿
𝐶 = 2, 96 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
● PARA O ERLENMEYER 5:
0, 04 𝑚𝑜𝑙𝐿 𝑥 4, 0 𝑚𝐿 = 𝐶 𝑥 69, 0 𝑚𝐿
𝐶 = 2, 32 𝑥 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿
O cálculo da velocidade das reações é dado a partir da equação na qual
ocorre o desaparecimento de permanganato:
● Para o erlenmeyer 1:
𝑉𝑚 = 0− 8,42 𝑥 10
−3 
3,66 
𝑉𝑚 = 2, 30 𝑥 10−3𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑚𝑖𝑛−1
Para o erlenmeyer 2: 𝑉𝑚 = 0− 5,5 𝑥 10
−3 
4,90 
𝑉𝑚 = 1, 12 𝑥 10−3𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑚𝑖𝑛−1 
● PARA O ERLENMEYER 3:
𝑉𝑚 = 0− 4,10 𝑥 10
−3 
6,00 
𝑉𝑚 = 6, 83 𝑥 10−4𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑚𝑖𝑛−1 
● PARA O ERLENMEYER 4:
𝑉𝑚 = 0− 2,96 𝑥 10
−3 
7,13
𝑉𝑚 = 4, 15 𝑥 10−4𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑚𝑖𝑛−1
● PARA O ERLENMEYER 5:
𝑉𝑚 = 0− 2,32 𝑥 10
−3 
0,32
𝑉𝑚 = 7, 25 𝑥 10−3𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 𝑚𝑖𝑛−1
Para melhor visualização e análise, os resultados foram transferidos
para uma tabela:
Erlenmeyer [MnO4-] mol/L t (min) V mol/L-1 min-1
1 8,42 x 10-3 3,66 2,30 x 10-3
2 5,50 x 10-3 4,90 1,12 x 10-3
3 4,10 x 10-3 6,00 6,83 x 10-4
4 2,96 x 10-3 7,13 4,15 x 10-4
5 2,32 x 10-3 0,32 7,25 x 10-3
Tabela 2 – Resultados dos cálculos do experimento demonstrando a
influência da concentração de MnO4- na velocidade da reação
Portanto, é possível analisar que conforme a solução se torna mais
diluída, ou seja, quanto menor a concentração, a velocidade diminui. Houve
uma discrepância quanto aos valores referentes ao experimento 3 e 4, na qual
determinado erro experimental ocorreu. Todavia, ainda é possível observar a
relação de concentração e velocidade. Isso se justifica pois quanto maior a
concentração, há maior ocorrência choques efetivos, os quais possuem
orientação e energia adequadas. Por consequência, quanto menor a
concentração, menor será a probabilidade da ocorrência de choques efetivos.
A tabela a seguir diz respeito à influência da temperatura:
Erlenmeyer T(ºC) t (min) V mol/L-1 min-1
4 30º 7,13 4,15 x 10-4
5 50º 0,32 7,25 x 10-3
Tabela 3 – Resultados dos cálculos do experimento demonstrando a
influência da temperatura na velocidade da reação.
De acordo com o efeito da temperatura no experimento, foi possível
observar que quando ocorre o aumento da temperatura, a velocidade também
aumenta. Isso se justifica, pois, o aumento da temperatura, tem por
consequência o aumento da energia cinética, ou seja, o grau de agitação das
moléculas e o número de choques também aumentam, assim como a
probabilidade da ocorrência de choques efetivos.
O gráfico [MnO4-] versus tempo de descoramento está anexado ao
relatório. Com a curva plotada, a velocidade instantânea em t = 5 s foi
calculada a partir da tangente do ângulo ө formado. Dado como:
𝑡𝑔 ө = ∆[ ]∆𝑡 
4. Conclusão
Com o conjunto experimental, foi possível concentração, em mol/L, do íon
permanganato (MnO4-), da velocidade média de reação para cada
erlenmeyer, da velocidade média para a reação em um intervalo de tempo e
da velocidade instantânea. Além disso, um gráfico [MnO4-] versus tempo de
descoramento foi traçado. A partir dos dados e cálculos obtidos foi possível
verificar a influência da concentração dos reagentes, temperatura e
catalisador na velocidade de uma reação química da oxidação-redução. Em
suma, observou-se que a velocidade aumenta conforme a temperatura e
concentração aumentam assim como quando há presença de catalisador.
6. Referência Bibliográfica
LENZI,ERVIM [et al.] / Química geral experimental – Rio de Janeiro;
Freitas Bastos, 2004.