Relatório Equilíbrio Químico e Identificadores de ph

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
CURSO DE ENGENHARIA ELETRÔNICA
DISCIPLINA: QUÍMICA
DOCENTES: PROF JULIANA CORTEZ
 PROF RICARDO SCHNEIDER
		 
EQUILIBRIO QUÍMICO E IDENTIFICADORES DE pH
Relatório de atividade experimental
desenvolvida como parte da avaliação 
da disciplina de Química.
Acadêmicos: 
CAROLINE COUTINHO BERTUZZI			
JOSIANE LIVERO DOURADO			
RAFAEL RODRIGO PERTUM			
VANESSA DE OLIVEIRA NATAL 	
	
Toledo
2013
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO...................	1
2. OBJETIVOS ......................................................................................................2
3. MATERIAIS E MÉTODOS ................................................................................4
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO	5
5. CONCLUSÃO ..........................	9
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	10
	
Introdução
	O equilíbrio químico controla uma série de fenômenos diferentes. Desde a mudança de conformação de proteínas em células vivas até a ação da chuva ácida em minerais, além das reações da química analítica que são realizadas em meio aquoso. (HARRIS, 2003).	
	Quando há uma perturbação externa no sistema em equilíbrio, pela lei de Le Chatelier, “Um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação”. (SKOOG 2006)
	Do ponto de vista químico, a medida do pH é um dos testes mais importantes para a caracterização físico-química de substâncias. Interferindo na estabilidade e solubilidade de metais, processos de neutralização de resíduos, desinfecção entre outros. (KOTZ 2010)
 A presente aula prática desenvolve conceitos de equilíbrio químico, e a aplicação dos princípios de Le Chatelier. Subsequentemente a determinação aproximada do pH com o uso de diferentes tipos de indicadores.
Objetivo
	O objetivo da presente aula prática é a aplicação dos princípios de Le Chatelier, no equilíbrio químico, conforme a adição de íons e alterações nas concentrações. Além da determinação aproximada do pH para soluções com o uso de diferentes tipos de indicadores ácido-base.
Materiais e Métodos 
 Materiais:
- Nitrato de chumbo (II) (Pb(NO3)2); 
- Espátula; 
- 2 tubos de ensaio com tampa; 
- 2 béqueres de 250 mL; 
- Tripé; 
- Tela de amianto; 
- Bico de Bunsen; 
- Pinça de madeira; 
- Gelo;
- 6 tubos de ensaio; 
- 5 pipetas de 5 mL; 
- Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L; 
- Solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L; 
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L; 
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L; 
- Solução de cloreto de bário (BaCl2) 0,1 mol/L;
- 3 tubos de ensaio;
- Indicador ácido-base fenolftaleína;
- Indicador ácido-base alaranjado de metila;
- Indicador ácido-base vermelho de metila;
- Indicador ácido-base azul de bromotimol;
- Indicador ácido-base verde de bromocresol;
- Fita indicadora de pH;
- 5 conta-gotas;
- 3 pipetas de 1mL;
- Solução A;
- Solução B;
Metodologia:
Influência da temperatura no equilíbrio químico.
	 Colocou-se cerca de 0,5 g de nitrato de chumbo em dois tubos de ensaio. Segurou-se um deles com a pinça de madeira e aqueceu-se na chama do bico de Bunsen. 
	 Manteve-se o tubo inclinado e movimentou-se para que o aquecimento fosse uniforme. 
	 Observou-se dentro do tubo, a formação de um gás marrom-avermelhado, o dióxido de nitrogênio. Apagou-se o bico de Bunsen quando o tubo estava cheio do gás, tampou-se o tubo de ensaio e colocou-o na estante. Repetiu-se o procedimento com o outro tubo de ensaio. Verificou-se se os tubos de ensaio estavam bem fechados com as suas respectivas tampas. 
	 Colocou-se água em um béquer de 250 mL até um pouco mais da metade da sua capacidade e aqueceu-se até a ebulição. Colocou-se água em outro béquer de 250 mL e acrescentou-se algumas pedras de gelo. Mergulhou-se um tubo de ensaio na água quente e outro tubo de ensaio na água fria. Observou-se os dois sistemas principalmente a cor dos gases. Inverteu-se a posição dos tubos, passando o que estava na água quente para a água gelada e vice-versa. 
	
 II. Influência da concentração no equilíbrio químico.
	Preparou-se 6 tubos de ensaio e numerou-os de 1 a 6. Adicionou-se 2,0 mL de cromato de potássio nos tubos 1, 2 e 3. Aos tubos 4, 5 e 6, adicionou-se 2,0 mL de dicromato de potássio. Observou-se suas cores e anotou-se. Agitando continuamente, adicionou-se gota à:
 a) 2,0 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 1; 
b) 2,0 mL de hidróxido de sódio ao tubo 4; 
c) 2,0 mL de cloreto de bário aos tubos 2,3,5 e 6; 
d) Mais 2,0 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 2; 
e) Mais 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio ao tubo 3; 
f) Mais 2,0 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 5; 
g) Mais 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio ao tubo 6; 
 Após a adição de cada reagente, observou-se atentamente em cada tubo de ensaio 
se ocorria a mudança de coloração e/ou a formação ou dissolução de precipitado. Foi descartado os resíduos em seu ambiente apropriado.
 III. Previsão do pH (faixa) de uma solução
 Rotulou-se os tubos de ensaio como solução A, solução B e água. Nos tubos rotulados colocou-se cerca de 1mL de cada uma das soluções. Colocou-se duas gotas do indicador fenolftaleína e observou-se à coloração adquirida em cada tubo. Anotou-se e comparou-se as cores obtidas.
 Descartou-se o conteúdo dos três tubos, lavou-se ambos somente com água destilada e colocou-se novamente cerca de 1mL dos soluções nos tubos de ensaio. Adicionando-se duas gotas do indicador alaranjado de metila. Anotando-se e comparando as cores nos tubos. Foi repetido o mesmo procedimento para os outros indicadores ácido-base, anotando-se as colorações obtidas para cada solução. Mediu-se o pH da água destilada utilizada no experimento com o auxílio de uma fita indicadora de pH.
Resultados e Discussão
Resultado experimental I
 Observa-se que após o aquecimento do nitrato de chumbo (II) (Pb(NO3)2) de ambos os tubos no bico de bunsen, os tubos apresentaram um gás com coloração marrom-avermelhado, característica do dióxido de nitrogênio, devido ao deslocamento da reação no sentido direto, favorecido pelo aumento de temperatura.
2 Pb(NO3)2(s) 4 NO2(g) + PbO(s) + O2(g) 
 Por outra vez o dióxido de nitrogênio entra em equilíbrio químico com o tetróxido de dinitrogênio (N2O4), logo o respectivo aquecimento quando mergulhado no béquer com água aquecida, desloca-se a reação no sentido direto, onde notou-se uma diminuição da coloração marrom - avermelhado.
2 NO2(g) N2O4(g)
(marrom) (incolor)
 Logo quando coloca-se, o segundo tubo no béquer com água e gelo, não observa-se mudanças significativas, já que o sistema não estaria favorecido a formação do tetróxido incolor. 
Resultado experimental II
Tabela 1. Relação tubos e ordem de reagentes adicionados.
	Tubo
	Cor
	Reagente adicionado
	Coloração
	(K2CrO4)
	Amarelo fluorescente
	 HCl(aq)
	Cor alaranjada
	(K2CrO4)
	Amarelo fluorescente
	1º - BaCl2(aq)
2º - HCl(aq)
	Amarelo leitoso
Alaranjado com
presença de precipitado
	(K2CrO4)
	Amarelo fluorescente
	1º - BaCl2(aq)
2º - NaOH
	Amarelo leitoso
Amarelo com presença de precipitado
	(K2Cr2O7)
	Alaranjado
	 NaOH(aq)
	Amarelo Fluorescente
	(K2Cr2O7)
	Alaranjado
	1º - BaCl2(aq)
2º - HCl(aq)
	Alaranjado, semelhante suco de laranja concentrado.
Alaranjado límpido
	 (K2Cr2O7)
	Alaranjado
	1º - BaCl2(aq)
2º - NaOH(aq)
	Alaranjado, semelhante suco de laranja concentrado.
Amarelo leitoso com presença de precipitado
Tubo I – Cromato de Potássio + Ácido Clorídrico.
2 CrO42- (aq) + 2 H+ (aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l)
 Observou-se a mudança na coloração de amarelo para alaranjado, devido a presença dos íons H+, favorecendo a equilíbrio no sentido direto.
 Tubo II – Cromato de Potássio + Cloreto de Bário + Ácido Clorídrico.
CrO42-+ BaCl2 BaCrO4 (leitoso)
 Na primeira parte (CrO42- + BaCl2), observou-se a separação em duas fazes, com coloração amarelado fosco, com aspecto leitoso.
Após a adição de HCl, observa-se a precipitação de dicromato, pela presença dos íons H+.
2 BaCrO4(aq) + HCl(aq) Cr2O72- (aq) + H2O(l)
Tubo III – Cromato de Potássio + Cloreto de Bário + Hidróxido de Sódio.
 Como no experimento anterior, primeiramente observa-se a separação de fases, amarelado fosco com aspecto leitoso, com precipitação de cromato de bário.
2 CrO42- + BaCl2 BaCrO4 (s) + 2KCl
 Adicionando-se hidróxido de sódio, observa-se mudança do aspecto leitoso para uma solução aquosa amarelo claro, ou seja, um favorecimento no sentido dos produtos.
2 BaCl2 (aq) + K2Cr2O 7 (aq) + H2O 2 BaCrO4 (s) + 2 KCl (aq) + 2 HCl
Tubo IV – Dicromato de Potássio + Hidróxido de Sódio.
K2Cr2O7 + 2 NaOH H2O + K2CrO4 + Na2CrO4
 Observou-se uma coloração amarelo fluorescente, mostrando o favorecimento da reação no sentido dos produtos. 
Tubo V – Dicromato de Potássio + Cloreto de Bário + Ácido Clorídrico.
 Observou-se na mistura do dicromato com o cloreto, a formação de um precipitado, o cromato de bário, insolúvel, em meio a uma solução alaranjada.
K2Cr2O7(aq) + 2 BaCl2(aq) 2 BaCrO4 + 2 KCl + 2 HCl
 Adicionando-se mais ácido clorídrico a solução, a mistura equilibra-se favorecendo a formação do dicromato, tornando a reação alaranjado limpído. 
Tubo VI – Dicromato de Potássio + Cloreto de Bário + Hidróxido de Sódio
 Observou-se uma coloração amarelo leitoso, com a presença de precipitado, concui-se que o equilíbrio deslocou-se no sentido dos produtos, sendo o precipitado dicromato de bário. 
K2Cr2O7 + BaCl2 + 2 NaOH BaCr2O7 + 2 KOH + 2 NaCl
Resultado experimental III
Tabela 2. Relação soluções, indicador utilizado, coloração obtida e pH previsto. 
	
	
	Soluções 
	
	Indicador
	A
	B
	Água
	Fenolftaleína 
	Esbranquiçado
	Violeta
	Incolor
	Alaranjado de Metila
	Laranja-Avermelhado 
	Amarelado
	Laranja Amarelado 
	Vermelho de Metila
	Rosa-Avermelhado
	Amarelado
	Avermelhado
	Azul de bromotimol
	Amarelado
	Azulado
	Amarelado
	Verde de bromecresol
	Amarelado
	Azulado
	Esverdeado
	pH previsto
	Ácido 
pH abaixo de 2,1
	Base
pH acima de 10,0
	pH aproximado obtido 4,0
Tabela 3. Faixa de pH de viragem para indicadores.
A partir dos dados coletados conclui-se:
Solução A – pH abaixo de 2,1 se tratando então de uma solução ácida.
Soluçào B – pH acima de 10, portanto uma solução básica. 
Água – pH aproximado obtido 4.0.
Conclusão
 Na seguinte aula experimental, desenvolveu-se praticas aplicando-se os conceitos de equilíbrio químico juntamente com o princípio de Le Chatelier, notando-se os deslocamentos do equilíbrio químico conforme concentração e adição de íons, na formação de precipitados juntamente com a mudança de coloração. E a determinação aproximada do pH com o uso de diferentes tipos de indicadores ácido-base.
Referências Bibliográficas
Harris, Daniel C. Análise Química Quantitativa. 6° edição, Rio de Janeiro,Rj, 2005, 
Skoog, A. Douglas. Princípios de Química Analítica. 8°edição, Thomson,2006.
John Kotz, Paul Treichel, Gabriela Weaver. Química Geral e Reações Químicas. 6º edição, Cengage Learning, 2010.
http://quimica10.com.br/10/ Professor Jorge Debly
http://www.dqi.iq.ufrj.br – Universidade federal do Rio de Janeiro
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