Eq Quimico

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Universidade Federal do Pará
Instituto de Ciências Exatas e Naturais
Faculdade de Química
Curso de Licenciatura Plena em Química
Disciplina: Química Geral Experimental I
RELATÓRIO DA 4ª AULA PRÁTICA: EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUIPE 2
ARTHUR DEIVID DE NASCIMENTO LIMA
BRENO STANLEY MENDES DE JESUS ALVES
LAÍS LORRANY DINIZ PACHECO
LUCAS CARDOSO DOS SANTOS
Belém, PA - BRASIL
2022
 
 
Arthur Deivid do Nascimento Lima-202110840003
Breno Stanley Mendes de Jesus- 202010840070
Laís Lorrany Diniz Pacheco-202210840044
Lucas Cardoso dos Santos- 202210840040
 
 
 
RELATÓRIO DA 4ª AULA PRÁTICA: EQUILIBRIO QUIMICO
 
Relatório de aula prática apresentado como requisito para obtenção de avaliação na disciplina Química Geral Experimental I, no curso de Licenciatura Plena em Química, na Universidade Federal do Pará ministrada pelo professor doutor Erivan Sousa Cruz.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém, PA - BRASIL
2022
1.	INTRODUÇÃO
 Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes se transformam em produtos) e uma inversa (em que os produtos se transformam em reagentes). Toda reação química possui uma velocidade. No caso das reações reversíveis, a reação direta tem a sua, enquanto a indireta tem a dela. O estado de equilíbrio tem como características quatro critérios importantes: 1° Dinâmica, uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades das reações (opostas). 2° Movimento espontâneo em direção a um estado de equilíbrio, quando há uma perturbação externa o sistema desloca-se em busca do equilíbrio. De acordo com o princípio de Le Chatelier “se o estado do equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio”. 3° A natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de como ele tenha sido atingido. 4° O sistema me equilíbrio deve representar um meio termo entre duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima.
 
 
 
 
 
2. OBJETIVOS
· Preparar e reconhecer soluções que apresentem equilíbrio 
· Reconhecer as vidrarias volumétricas utilizadas no preparo de soluções 
· Realizar cálculos envolvendo concentração de soluções
 
3. MATERIAIS 
 3.1. VIDRARIAS
· Tubo de ensaio
· Conta gotas
· Espátula
· Proveta 
· Banho em Maria.
3.2. REAGENTES
· Tiocianato de Potássio (KSCN)
· Nitrato Férrico Fe(NO3)2 
· Nitrato de Potássio KNO3
· Cloreto de Magnésio MgCl2
· Cloreto de Amônio NH4Cl
· Hidróxido de Sódio NaOH
· Nitrato de Chumbo Pb(NO3)2
· Cloreto de Sódio NaCl
· Cromato de Potássio K2CrO4
· Nitrato de Bário Ba(NO3)2
· Dicromato de Potássio K2Cr2O7
· Ácido Clorídrico HCl
· Água Destilada 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 
4.1 EXPERIMENTO I
Foi adicionado 2 gotas de KSCN em um tubo de ensaio, em seguida 2 gotas de solução de Fe (NO3)2. Foi adicionado água destilada até preencher 90% do tubo de ensaio; fez-se então a Homogeneização da solução por meio de trocas consecutivas de recipientes (de 3 a 4 vezes), a solução foi dividida em 4 partes iguais e enumeradas em tubos de ensaio idênticos. O tubo 1 foi reservado com referência para comparar a intensidade das cores nos experimentos seguintes.
Foi adicionado ao tubo 2, três gotas de solução de KSCN, e foi observado a coloração alaranjado escuro. Foi observado um deslocamento do equilíbrio para a formação do produto.
Ao tubo 3, foi adicionado três gotas de solução de Fe (NO3)2 e observou-se a coloração avermelhado. Fato que está interligado com o que ocorreu no tube 2, um aumento dos reagentes deslocou o equilíbrio em função dos produtos.
Ao tudo 4, foi adicionado 6 gotas de solução de Nitrato de Potássio (KNO3), e foi observado a coloração alaranjado claro, semelhante ao tubo 1; nesse caso ao ser adicionado as gotas de um dos componentes dos produtos o equilíbrio deslocou em função dos reagentes.
 
Fe(NO3)3+2KSCN ↔ Fe(SCN)2+2KNO3
Ocorreu uma reação de dupla troca. Ou seja, considerando que cada reagente é formado por dois componentes (no caso do nitrato férrico, é formado pelo ferro e o nitrato e no caso do tiocianato de potássio, formado por potássio e tiocianato), esses componentes farão uma troca com os componentes do outro reagente, formando dois produtos. Dentro da reação, pode se ver isso ocorrendo com o nitrato férrica e o tiocianato de potássio, visto que o potássio, nos produtos, junta-se ao nitrato, enquanto o ferro se junta com o tiocianato. Além disso, a partir dos experimentos, pôde ser checado que, quando a reação entra em contato com KNO3, a reação entra em equilíbrio químico. O equilíbrio químico faz os produtos reagirem e voltarem a sua forma de reagente. Nada ocorre quando é colocado mais KSCN ou Fe(NO3)2. Quando comparado com as demais, é perceptível que a solução da figura 4 é a mais semelhante da 1. Isso ocorre porque a solução da figura 4 está em equilíbrio químico, diferentemente das soluções.
4.2 EXPERIMENTO 2
Foi colocado 1ml de solução MgCl2 em um tubo de ensaio, em seguida foi adicionado 1 ml de NaOH
MgCl2 + 2NaOH MgOH + 2NaCl2
Com uma espátula foi adicionado uma pequena quantidade de NaCl
MgCl2+2NaOH→Mg(OH)2+2NaCl
 Equação química desse experimento também é uma dupla troca. Quando colocado NH4Cl na reação, a reação tende a entrar em equilíbrio químico. Isso ocorre porque tanto o NH4Cl e o NaCl do produto apresentam cloro. Por afinidade eletrolítica, o cloro do amônio cria uma força de repulsão com o cloro do sódio, forçando a reação a voltar a sua forma de reagente. 
NH3 + H2O ↔ NH4 + OH
Ao visualizar as figuras do experimento, é possível discernir que, antes de se colocar amônio, a solução era turva. Quando se coloca amônio, a solução fica límpida, como o cloreto de magnésio.
4.3 EXPERIMENTO 3 
Foi adicionado 1 ml de solução Pb (NO3)2 em um tubo de ensaio e adicionado 10 gotas de solução concentrado de NaCl, em seguida foi adicionado 5 ml de água destilada, e aquecido em banho maria á 80°c por cerca de 15 minutos. Em seguida observou-se que o sal foi dissolvido em alta temperatura 
Pb(NO3)2(aq) + 2NaCl(aq) + H2O PbCl2(aq) + 2NaNO3(s)
A partir da equação, é perceptível que se trata de outra dupla troca. No experimento, pôde se perceber que, ao expor a reação a altas temperaturas, o PbCll2 se precipitou, pois era menos solúvel. Enquanto isso, o NaNO3, por ser mais solúvel, se solubilizou.
4.4 EXPERIMENTO 4
1- Foi adicionado 10 gotas de K2CrO4 em um tubo de ensaio, em seguida 2 gotas de NaOH, com o auxílio de um conta gota foi acrescentado uma pequena quantidade de Ba(NO3)2. Após 10 gotas foi observado uma alteração: mudança para amarelo leitoso
 
K2CrO4 + NaOH → NaCrO4 + 2KOH
Ao mesmo tubo foi adicionado por meio de gota a gota HCl (8 gotas), notou – se então que: a mistura que era amarela leitoso aos poucos foi tornando-se alaranjada 
K2Cr2O7 + 14HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2
2- Em outro tudo de ensaio foi adicionado 10 gotas de K2Cr2O7 em seguida foi adicionado 2 gotas de HCl, e depois 10 gotas de Ba (NO3)2
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 → 2BaCr2O7 + 2KNO3
Ao mesmo tubo foi adicionado por meio do conta gotas (10 gotas) NaOH e notou-se uma alteração: a mistura ficou amarelo leitoso 
Foi observado: na etapa 1 e 2 que o cromato de Bário em meio ácido se torna básico, formando um precipitado, e o Dicromato de Bário em meio básico se torna um ácido.
Como forma de inverter as alterações das etapas 1 e 2 foi concluído que a alteração da concentração possibilita o inverso da reação. 
3- Ao tubo 1 de ensaio (amarelo leitoso) foi adicionado 10 gotas de K2Cr2O7 e ao tubo 2 (alaranjado) foi adicionado a mesma quantidade (10 gotas) de K2CrO4. 
K2CrO4 + Ba(NO3)2 ↔ BaCrO4 + 2KNO3
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 ↔ BaCr2O7 + 2KNO3
Ao dois tubos de ensaio, simultaneamente, foram adicionados10 gotas de Ba(No3)2 e foi Observado que o Dicromato de Potássio que era amarelo leitosos se tornou alaranjado, e o Cromato de Potássio que era alaranjado se tornou amarelo leitoso.
6 - RESPOSTAS.
1) O equilíbrio entre os íons é afetado com o acréscimo de H+. Logo, devido ao meio ácido o equilíbrio tende a deslocar-se para a direita da reação, prevalecendo uma coloração alaranjada. 
2 CrO42- + 2H+ → Cr2O7 2- + H2O
2) A reação inversa entre os íons cromato e dicromato é influenciada pelos íons OH- do hidróxido de sódio, ocorrendo uma reação de neutralização com os H+ presentes em solução. Logo a adição da base diminui a concentração do participante H+.
NaOH → Na+ + OH- 
2CrO4 2- + 2H+→ Cr2O7 2- + H2O
H+ + OH- → H2O 
Nesse caso teremos o deslocamento para a esquerda do equilíbrio iônico já que os ions H+ são consumidos pelos ions H-, ocorrendo a prevalência da coloração amarela.
2CrO4 2- + 2H+ → Cr2O7 2- + H2O 
7- CONCLUSÃO 
Foi possível comprovar através das mudanças ocorridas nos experimentos o princípio de Le Chatelier, no experimento 1 foi possível observar com a mudança de coloração o deslocamento do equilíbrio coma adição de tiocianato de potássio se deslocando no sentido dos produtos no tubo 1. No tubo 2, foi adicionado tiocianato férrico e houve mudança na coloração e o equilíbrio foi deslocado o sentido dos produtos. No tubo 3 foi adicionado nitrato férrico e foi possível observar mudanças na coloração e a mudança no equilíbrio para o lado dos produtos. 
No experimento 2 foi adicionado novamente mais reagente, ocorreu o aparecimento de turbidez e precipitação do hidróxido de magnésio, depois foi adicionado cloreto de amônia e ocorreu o desaparecimento da turbidez evidenciando o deslocamento do equilíbrio no sentido dos produtos.
 No experimento 3 houve precipitado de sulfato de cálcio, após a retirada desse precipitado a solução restante foi misturada com nitrato de cálcio e os produtos ficaram em equilíbrio com os reagentes.
No experimento 4 houve a formação de precipitado de cromato de bário no tudo 1, ao adicionar o nitrato de bário em um tubo contendo dicromato de potássio e ácido clorídrico também ocorreu a formação de precipitado no tubo 2, no tubo de ensaio 1 foi adicionado ácido clorídrico e houve mudança de coloração contatando a deslocação do equilíbrio. No tubo de ensaio 2 foi adicionado hidróxido de sódio, onde houve alteração na coloração e mudança de equilíbrio. Com a realização do experimento podemos verificar se uma reação se processa de forma espontânea ou não e também estudar a influência da concentração no equilíbrio. Além disso constatou-se na pratica o que se encontrou na literatura. 
8- REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.
SANTOS, Wildson; MÓL, Gerson (coords.) . PEQUIS- Química cidadã. Vol2.2 ed. São Paulo: Ajs Ltda, 2013
BROWN, L.; LEMAY, E; BURSTEN, E. Química, a Ciência Central. 9.ed.São Paulo: Pearson, 2005
	
	
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