EQULÍBRIO QUÍMICO

Prévia do material em texto

<p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Alexa Andressa Costa Dos Santos</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao</p><p>Elias Douglas Maia De Brito</p><p>Fabio Henrique Alves Correa</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes</p><p>RELATÓRIO</p><p>EQULÍBRIO QUÍMICO</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>Universidade Federal do Pará</p><p>Instituto de Ciências Exatas e Naturais</p><p>Faculdade de Química</p><p>Curso de Bacharelado em Química</p><p>Alexa Andressa Costa Dos Santos (201910840045 )</p><p>Aline Eloa De Cassia Ainett Negrao (201910840060 )</p><p>Elias Douglas Maia De Brito (201910840040 )</p><p>Fabio Henrique Alves Correa (201910840047 )</p><p>Gilson Mateus Bittencourt Fernandes (201910840004)</p><p>RELATÓRIO</p><p>EQULÍBRIO QUÍMICO</p><p>Relatório apresentado à disciplina Química Geral e Experimental I, sobre a 5ª aula prática, como requisito parcial para obtenção de nota.</p><p>Ministrante: Prof. Dr. José Ciríaco Pinheiro</p><p>BELÉM</p><p>2019</p><p>1. Introdução:</p><p>O estado no qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamado de equilíbrio químico. Para isto acontecer, a velocidade das reações diretas e inversas em um sistema devem ser iguais, ou seja, a velocidade de formação de produtos é igual à velocidade de formação dos reagentes:</p><p>Onde kd e ki são as constantes de velocidade para as reações direta e inversa. Para indicar que a reação ocorre nos dois sentidos, usamos uma seta dupla:</p><p>Sendo assim, no equilíbrio, a razão entre as concentrações ou pressões parciais de B e A é igual a uma constante, chamada de constante de equilíbrio, que é expressa como o produto das concentrações ou pressões parciais dos produtos elevados a seus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido pelo produto das concentrações ou pressões parciais dos reagentes elevados a seus respectivos coeficientes estequiométricos:</p><p>O valor de Keq a temperatura constante será sempre o mesmo, independentemente da quantidade inicial de reagentes ou de produtos. O equilíbrio pode se estabelecer começando tanto no lado direito quanto no lado esquerdo. Além disso, a ordem de grandeza de Keq nos dá informações importantes sobre a extensão em que uma reação ocorre. Conhecendo o valor desta constante poderemos afirmar se o sistema está favorecendo a formação de reagentes ou de produtos.</p><p>1.1 Objetivos:</p><p>1. Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química</p><p>2. Comprovar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier”</p><p>2. Parte Experimental:</p><p>2.1 Experimento 1:</p><p>2.1.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubo de ensaio</p><p>· Conta-gotas</p><p>· Água destilada</p><p>· Tiocianato de Potássio (KSCN)</p><p>· Nitrato Férrico (Fe(NO3)3)</p><p>· Nitrato de Potássio (KNO3)</p><p>2.1.2 Procedimento:</p><p>1º TUBO - Foram colocadas 2 gotas de Tiocianato de Potássio (KSCN) incolor em um tubo de ensaio, após isso, foram adicionadas 2 gotas de Nitrato Férrico de cor amarelada. Acrescentamos água destilada até quase encher o tubo e agitamos. A solução fora dividida em outros três tubos de ensaio.</p><p>2º TUBO – Foram adicionadas 3 gotas de solução de Tiocianato de Potássio (KSCN).</p><p>3º TUBO – Foram adicionadas 3 gotas de Nitrato Férrico (Fe(NO3)3.</p><p>4° TUBO – Foram adicionadas 6 gotas de Nitrato de Potássio (KNO3).</p><p>2.2 Experimento 2:</p><p>2.2.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubo de ensaio</p><p>· Conta-gotas</p><p>· Espátula de Ferro</p><p>· Solução de Cloreto de Magnésio (MgCl2) 0,1M</p><p>· Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,2M</p><p>· Cloreto de Amônio (NH4Cl)</p><p>2.2.2 Procedimento:</p><p>Foi Colocado 1mL de Solução de (MgCl2) 0,1M em um tubo de ensaio, após isso foi adicionado com auxílio da espátula um pouco de cloreto de Amônio (Sólido) ao tubo de ensaio .</p><p>2.3 Experimento 3:</p><p>2.3.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubo de ensaio</p><p>· Conta-gotas</p><p>· Pisseta</p><p>· Bico de Bunsen</p><p>· Garra de madeira</p><p>· Água destilada</p><p>· Cloreto de magnésio (Pb(NO3)2) 0,5N</p><p>· Cloreto de sódio concentrado (NaCl)</p><p>2.3.2 Procedimento:</p><p>Em um tubo de ensaio foi colocado 1mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5N, em seguida, com ajuda de um conta gotas, foi adicionado 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) e mais 5mL de água destilada formando um precipitado de cor branca, em seguida, com auxílio de uma garra de madeira, o tubo de ensaio com o precipitado foi aquecido em um bico de Bunsen por aproximadamente 5 minutos.</p><p>2.4 Experimento 4:</p><p>2.4.1 Materiais e Reagentes Utilizados:</p><p>· Tubo de ensaio</p><p>· Suporte para tubo de ensaio</p><p>· Pisseta com água destilada</p><p>· K2CrO4</p><p>· NaOH</p><p>· Ba(NO3)2</p><p>· HCl</p><p>· K2Cr2O7</p><p>2.4.2 Procedimento:</p><p>No tubo 1 foi adicionado 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) a 0,1M em um tubo de ensaio, e em seguida foi acrescentado 2 gotas Hidróxido de Sódio (NaOH). E acrescentou-se gota a gota o Nitrato de Bário Ba(NO3)2 até que pudesse ser observada alguma mudança. No tubo 2 foi adicionado 10 gotas de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) a 0,1M, e em seguida adicionou-se 2 gotas de HCl a 1M e 10 gotas de Nitrato de Bário (Ba(NO3)2) a 0,1 M. Ao tubo 1 acrescentou-se Ácido Clorídrico (HCl) a 1M gota a gota, até que fosse possível notar alguma alteração. Ao tubo 2 acrescentou-se Hidróxido de Sódio (NaOH) a 1M gota a gota, até que fosse possível notar alguma alteração. No tubo 3 foi adicionado 10 gotas de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) e no tubo 4 adicionou-se 10 gotas de Cromato de Potássio (K2CrO4), onde em ambos foi adicionado Ba(NO3)2.</p><p>3. Discussão dos Resultados:</p><p>3.1 Experimento 1:</p><p>EQUAÇÃO DA REAÇÃO GERAL:</p><p>KSCN + Fe(NO3)3 → FeSCN + K(NO3)3</p><p>· A substância destacada é referente ao vermelho nas soluções.</p><p>1º TUBO – Primeiramente, a solução ficou avermelhada.</p><p>2º TUBO – Foi observado que houve uma acentuação na cor vermelha.</p><p>3° TUBO – Observamos o aumento da intensidade da cor vermelha.</p><p>4° TUBO – Percebemos, então, que a cor do 4° tubo ficou mais fraca</p><p>do que as anteriores, chegando ao vermelho bem claro.</p><p>3.2 Experimento 2:</p><p>Foi Observado que após adicionarmos 1mL da Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,2M a solução mudou sua coloração para Branco formando um Precipitado leitoso de acordo com a Reação abaixo:</p><p>MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2ꜜ + 2NaCl</p><p>Após isso quando foi adicionado o cloreto de Amônio Sólido foi observado que a que a solução voltou a sua coloração normal incolor devido ao precipitado ser consumido na reação como o NH4Cl em solução aquosa se dissocia formando Íons de NH4+ e Cl- quando este foi adicionado na solução acabou favorecendo o aumento da concentração do íon Cl- (íon comum entre a substância e a solução original ) fazendo com que esta provoque um aumento na velocidade na formação dos reagentes, deste modo o aspecto da solução muda para uma solução liquida e incolor com a diminuição drástica de precipitado.</p><p>3.3 Experimento 3:</p><p>Foi notado que devido ao aquecimento o precipitado foi totalmente consumido, o calor fez com</p><p>que a reação ocorra no sentido de formar os reagentes</p><p>3.4 Experimento 4:</p><p>No tubo 1 foi observado que a mistura de K2CrO4 com o NaOH não houve mudança de coloração, a mesma permaneceu amarela. Mas ao acrescentar o Ba(NO3)2 a mistura formou um precipitado de cromato de bário que é insolúvel e a sua coloração é amarela. No tubo 2 foi observado que de K2Cr2O7 com HCl e Ba(NO3)2, que a coloração permaneceu alaranjado, devido a precipitação proveniente da reação ser solúvel.</p><p>No tubo 1:</p><p>K2CrO4 + NaOH + Ba(NO3)2 → BaCrO4↓ + 2KNO3 + NaOH</p><p>No tubo 2:</p><p>K2Cr2O7 + 2HCl + Ba(NO3)2 → BaCr2O7↓ + 2HNO3 + 2KCl</p><p>Quando foi adicionada as 20 gotas de HCl no tubo 1, contendo o precipitado de cromato de bário BaCrO4, foi observado que o precipitado foi consumido durante a reação, devido o deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes. Onde o íon cromato reage o com o íon de H+, causando o deslocamento do equilíbrio e assim formando o Dicromato, cuja coloração é alaranjada. No tubo 2 quando foi adicionado o NaOH, foi sendo observada a formação de um precipitado amarelo, devido a reação do íon Dicromato com o íon hidroxila resultar na perturbação do equilíbrio e assim formar do íon cromato, cuja coloração é amarela.</p><p>No tubo 3 e 4 foi realizado o procedimento para verificar a questão do deslocamento do equilíbrio em relação aos íons Cromato e Dicromato. Onde no tubo 3 contendo o Dicromato de potássio adicionar o nitrato de bário verificou que não houve alteração de coloração, devido o precipitado ser solúvel.</p><p>Reação entre os íons:</p><p>Cr2O7-2 + Ba+2 → BaCr2O7 (solúvel)</p><p>E no tubo 4 contendo o cromato de potássio (K2CrO4) ao adicionar o Nitrato de Bário (Ba(NO3)2), foi observado a formação do precipitado amarelo de BaCrO4 que é insolúvel.</p><p>4. Conclusão:</p><p>Importantes processos tiveram suas fundamentações baseadas no conceito de equilíbrio químico, como por exemplo o processo de Haber para a síntese de amônia. Além disso, a constante de equilíbrio é uma poderosa ferramenta, variando apenas com a temperatura. Conhecendo o valor da constante podemos deduzir várias informações cruciais sobre um processo ou uma reação química. Conhecendo também o Princípio de Le Chatelier é possível entender como funciona o dinamismo de um equilíbrio químico, o princípio diz que se houver alguma perturbação no estado de equilíbrio de um sistema, o equilíbrio se deslocará no sentido de anular tal perturbação. Conclui-se que o estado de equilíbrio de uma reação é de suma importância para a química, tanto em escala laboratorial quanto industrial.</p><p>5. Referências Bibliográficas:</p><p>1. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.</p><p>2. SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.</p><p>3. KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p>