Equilíbrio Químico Cromato

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Equilíbrio Químico Cromato-Dicromato
Gabriela dos Santos Galle e Kelen Rebelatto da Fonseca
Escola de Química e Alimentos, Universidade Federal do Rio Grande, Campus Santo Antônio da Patrulha, Rua Barão do Cahy, 125, Cidade Alta, 95.500-000 Santo Antônio da Patrulha – RS, Brasil
E-mail: gabrielasgalle@gmail.com
Introdução 
Quando uma reação atinge o equilíbrio dinâmico estável, o mesmo permanecera inalterado, ao menos que algum fator provoque alguma mudança no sistema. Uma vez ocorrida à mudança, o sistema ira absorve-la e uma nova condição de equilíbrio será atingida. O principio de Le Chatelier trata dessas perturbações impostas ao sistema.
‘’ quando se provoca uma perturbação em um sistema de reagentes e produtos em equilíbrio, este e deslocado no sentido de anular tal perturbação, e o sistema procura atingir um novo estado de equilibrio’’.
- Fatores que podem descolar o equilíbrio químico:
Pressão
A pressão só existe no equilíbrio quando as substâncias estão em estado gasoso. Sendo assim não há favorecimento em nenhum sentido quando se altera a pressão do equilíbrio em estados sólidos e líquidos.
Nos sistemas homogêneos o aumento da pressão faz com que o equilíbrio se favoreça no sentido onde haja menos número de moléculas no estado gasoso.
Quando a pressão diminui, acontece o inverso, o sistema passa a ocupar o maior volume que pode ser identificado pela cor castanha.
Temperatura
Em alguns casos, a diminuição da temperatura faz com que o produto aumente. A energia de um produto é a reação, portanto, quando acontece o resfriamento ela é retirada, sendo assim o equilíbrio deve compensar o efeito favorecendo a reação no sentido da formação dos produtos.
Nos processos endotérmicos o aumento da temperatura favorece a formação dos produtos.
Catalisadores
Os catalisadores são utilizados para o aumento da velocidade das reações químicas, eles modificam o mecanismo e as energias de ativação. Sendo assim eles não alteram o rendimento dos produtos, mais permite que as reações sejam atingidas mais rapidamente.
Efeito do íon comum 
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com algum presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Exemplo 1.
Indicadores ácido-base
Os indicadores ácido-base são substâncias que, por suas propriedades físico-químicas, apresentam a capacidade de mudar de cor na presença de um ácido ou de uma base.
O sistema de funcionamento dos indicadores se da da seguinte forma: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+  + Base conjuga (cor A)                                          (cor B)
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ocorrendo a mudança de cor. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada.
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.
Ao longo do relatório serão discutidos exemplos de equilíbrios químicos e indicadores de acido-base para melhor entendimento na teoria.
Objetivo 
O objetivo deste relatório e observar por meio de experimentos práticos e teóricos como o equilíbrio químico pode ser alterado e quais os fatores determinantes que alteram o mesmo. Alem deste, o presente relatório também ira abordar os indicadores ácidos bases e como eles se comportam nesses meios e qual a importância destes experimentos para o estudo do comportamento das reações.
Parte experimental 
Equipamentos utilizados 
7 tubos de ensaio;
Estante para tubo de ensaio;
Béquer;
Pipeta volumétrica;
Reagentes e soluções 
K2CrO4; 
NH4OH; 
CH3COOH;
HCl;
NaOH;
BaCl;
CH3COOO-Na+;
NH4Cl;
Fenolftaleína;
Alaranjado de metila; 
Procedimento 
1)
Foi adicionado a um tubo de ensaio 2 mL de solução de K2CrO4 (1,0 mol L-1);
Em seguida, a esta mesma solução foi acrescentado 5 gotas de HCl (6,0 mol L-1) ;
Após a adição, o tubo foi agitado ate se observar a mudança de coloração;
Em seguida, foi adicionado gotas de NaOH (6,0 mol L-1);
O tubo foi agitado até ser observada a mudança de coloração;
1.1)
Foi adicionado a um tubo de ensaio 2 m L de solução de K2CrO4 (1,0 mol L-1);
Em seguida, foi acrescentado a esta solução 10 gotas de BaCl2 (1,0 mol L-1);
A solução foi agitada e observada a precipitação de um solido amarelo e a coloração da solução sobrenadante;
Após isso, foi adicionado gota a gota, solução de HCl (6,0 mol L-1), sob agitação, e foi abservado as mudanças que foram ocorrendo com o equilíbrio;
Quando nenhuma outra mudança foi observada, adicionar NaOH (6,0 mol L-1), gota a gota, e foi verificada as reações que foram ocorrendo;
2)
Foi adicionado a um tubo de ensaio 3 mL de água e 3 gotas de alaranjado de metila;
Após, foi acrescentado 2 gotas de HCl (6,0 mol l-1) e observado as mudanças na solução;
Em seguida, foi adicionado 4 gotas de NaOH (6,0 mol L-1) e foi observado as mudanças na solução causadas pela reação.
2.1)
 Foi adicionado a um tubo de ensaio 3 mL de água e 3 gotas de fenolftaleína;
 Em seguida, foi acrescentado 2 gotas de HCl (6,0 mol L-1) e observados as mudanças ocorridas na solução;
 Após, foi adicionado 4 gotas de NaOH (6,0 mol L-1) e também foi observado as mudanças ocorridas.
2.2)
 Em um tubo de ensaio foi colocado 2 mL de solução aquosa de acido acético e uma gota de alaranjado de metila;
 Em seguida foi adicionado lentamente sobre agitação constante gotas de solução de acetato de sódio observando as mudanças que foram ocorrendo durante a reação.
2.3)
 Em dois tubos de ensaio foram adicionados 2 mL solução de amônia (0,1 mol L-1)
 Em cada um dos tubos também foi adicionado 2 gotas de fenolftaleína e alguns cristais de NH4Cl sobre agitação;
 Em outro tubo foi adicionado 3 gotas de HCl (6,0 mol L-1) observando as mudanças na reação. 
3)
 Foi adicionado em um tudo de ensaio 3 mL de água e 3 gotas de alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S );
 Posteriormente foi adicionado 2 gotas de uma solução de 6,0 mol L-1 de ácido clorídrico (HCl);
Logo após foi adicionado 4 gotas de uma solução de 6,0 mol L-1 de NAOH.
4)
Foi adicionado em um tudo de ensaio 3 mL de água (H2O) e 3 gotas de fenolftaleína (C₂₀H₁₄O₄ );
Foi acrescentado 2 gotas de uma solução de 6,0 mol L-1 de ácido clorídrico (HCl);
Posteriormente foi adicionado 4 gotas de uma solução de 6,0 mol L-1 de NAOH.
5)
Em um tubo de ensaio foi colocado 2 mL de solução aquosa de ácido acético (CH3COOH) e uma gota de alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S);
Posteriormente foi adicionado sobre agitação constante, algumas gotas de solução de acetato de sódio (CH3COONa) 1,0 mol L-1 .
6)
Foi adicionado em dois tubos de ensaio 2 mL de solução de 0,1 mol L-1 de amônia (NH4OH), posteriormente a isso foi colocado 2 gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos;
Em um dos tubos foram adicionados alguns cristais de NH4Cl sobre agitação constante;	
No outro tubo foi adicionado 3 gotas de solução de 6,0 mol L-1 de ácido clorídrico.Resultados e discussão 
Parte 1:
 Reação 1: K2CrO4 + HCL  2KCl + H2CrO4 
Ao adicionar cinco gotas de Acido clorídrico no tubo contendo Dicromato de potássio, pode-se observar a mudança de coloração que a mesma adquiriu mudando para laranja.
 Adição de Hidróxido de Sódio 
Ao adicionar a solução apresentada na parte i, a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o sal, ou seja, houve um deslocamento de equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, que deu origem ao uma solução de coloração amarelada. 
Adição de Acido Clorídrico 
 Na adição de acido clorídrico novamente, houve a reversão, deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO42– e apresentavam coloração amarela para íon Cr2O42- devido a presença de íons H+ na dissolução do HCl.Portanto, houve o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim voltou a ficar laranja novamente ocorrendo aquecimento da solução.
 
Reação 2: K2CrO4(aq) + BaCl2(aq) BaCrO4(s) + 2KCl(aq) . 
Ao adicionar Cloreto de Bário ao tubo de ensaio contendo Dicromato de Potássio, pode-se observar que ocorreu a precipitação de solução e mudança de coloração para o amarelo com aspecto leitoso.
Adição de Acido Clorídrico 
Ao adicionar HCl ao sistema (K2CrO4(aq) + BaCl2(aq)),foi possível observar que a solução adquiriu coloração alaranjada com precipitados no fundo do tubo de ensaio.Isso ocorreu pois, ao adicionar acido clorídrico esta se adicionando íons Cl - 
a reação,ou seja, o equilíbrio esta sendo descolado para o sentido inverso ao da reação de cromato de potássio e cloreto de bário.Como o equilíbrio esta sendo deslocado para o sentido inverso, o precipitado some e obteve-se uma nova solução.
Parte 2:
Reação 3: 
Ao adicionar HCl, na solução de H2O e C14H14N3NaO3S, foi observada uma troca de coloração na solução. A solução que até então era laranja, devido ao alaranjado de metila, tornou-se vermelho-carmim, indicando a acidificação da mesma;
Após serem adicionadas as gotas de NaOH, a solução retomou a cor laranja, indicando a neutralização da mesma.
 Reação 4:
Após o preparo da solução de H2O e C₂₀H₁₄O₄, pode ser observada a turvação da mesma, indicando uma solução inicialmente neutra;
Ao adicionar HCl na solução, a mesma permaneceu turva, o que é um indicador de acidez; 
Após a adição de NaOH, houve uma mudança na coloração da solução, e de turva a mesma passou a ser rosa, indicando uma solução básica.
Reação 5:
A mistura de ácido acético e C14H14N3NaO3S deu origem a uma solução de cor vermelho-alaranjado, o que indica acidez da mesma;
A adição de algumas gotas de CH3COONa tornou a solução laranja, o que indica ph neutro.
Reação 6:
Inicialmente ambas as soluções tinham a coloração rosa, indicando que eram soluções básicas;
No primeiro tubo, onde houve o acréscimo de cristais de NH4Cl, observou-se a turvação da mesma, indicando uma solução neutra;
No segundo tubo, onde foi adicionado HCl, também foi observada a turvação da solução, porém dessa vez indicando a acidez da mesma.
 Respostas das perguntas parte 2
1 – Por definição um indicador ácido-base pode ser tanto uma substância ácida ou básica de caráter fraco, que tem a propriedade de ter cores diferentes, dependendo do pH da solução na qual o indicador for diluído
2 - O efeito do íon comum ocorre quando nós temos uma reação reversível que já está em equilíbrio e, então, adicionamos um íon comum, isto é, já existente na reação. Com essa adição, poderão ocorrer algumas alterações no equilíbrio, como o seu deslocamento.
A solução adquiriu uma coloração rosa ao se adicionar o indicado ácido-base de fenolftaleína, porque a solução amoniacal sofre dissociação em meio aquoso, gerando um meio alcalino, ou básico, que é identificado pelo íon OH1-, conforme podemos ver na solução abaixo:
NH4OH(aq) ↔ NH41+(aq) + OH1-(aq)
3 – 
Correta, se diminui a quantidade de uma substância de um lado da reação, essa reação será deslocada nesse mesmo sentido de onde tirou a substância química, logo, se diminuiu CO2, a reação deslocou-se para a esquerda. Com isso, diminuiu a concentração de H+ e por isso o pH aumentou.
 Correta, Se aumenta a concentração de uma substância química de um lado da reação, logo, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário de onde se adiciona a substância química. Com isso, a reação é deslocada para a direita, aumentando a concentração de H+ e com isso, diminui o pH. 
Incorreta, pode ser explicada utilizando o mesmo conceito da primeira afirmativa.
	
Referências:
BROWN, T... Química, a ciência central. Pearson Prentice Hall, 2005.
http://www.jcpaiva.net/files/ensino/alunos/20022003/proj/970303002/Projecto/%E0cidobaseeph.htm
http://quimicactual.webnode.es/news/indicador-acido-base/
http://quimica.laguia2000.com/general/indicadores-acido-base
Conclusão
De acordo com o procedimento experimental foi possível obter na prática os resultados descritos na literatura. Também foi possível identificar as maneiras de como perturbar um determinado equilíbrio, assim com foi aplicado o princípio de Le Chatelier para explicar o fato de que um sistema em equilíbrio sofre diversas variações nas condições externas