equilibrio

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Universidade Federal de Ouro Preto (UFOP)
Curso de Bacharelado em Química Industrial
Química Geral Experimental B
Relatório de aula prática:
Prática nº 4: Equilíbrio químico
Isac Henrique Oliveira Lourenço
Izabella Cristinna Nogueira Passos Andrade
Talita de Fátima Rocha
Ouro Preto
2015
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SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO.........................................................................................................................2
2 OBJETIVOS............................................................................................................................2 
2.2 Objetivos gerais.....................................................................................................................3 
2.2 Objetivos específicos............................................................................................................3
3 METODOLOGIA......................................................................................................................3  
4 MATERIAIS..............................................................................................................................3
4.1 Reagentes.............................................................................................................................3
4.2 Materiais................................................................................................................................3
5 PROCEDIMENTOS..................................................................................................................3
5.1 Procedimentos do primeiro sistema...................................................................................3
5.2 Procedimentos do segundo sistema..................................................................................4
6 RESULTADOS.........................................................................................................................4
6.1 Resultados do primeiro sistema............................................................................................4
6.2 Resultados do segundo sistema...........................................................................................5
7 DISCUSSÃO............................................................................................................................6
8 CONCLUSÃO...........................................................................................................................6 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS............................................................................................6
ANEXOS.....................................................................................................................................6
1 INTRODUÇÃO
Um dos conceitos mais importantes na química é o de equilíbrio das reações. No equilíbrio químico a formação e consumo de reagentes e produtos é igual, proporcionando que a velocidade se mantenha constante ao longo do tempo (RUSSEL,1994). 
Quando um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação exterior, variação da temperatura ou pressão quando a reação é em meio gasoso ou concentração, o equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalanceia ou minimize a ação dessa força externa aplicada ao sistema. Este é o enunciado do princípio de Lê Chatelier (RUSSEL,1994).
Quando o equilíbrio é atingido a proporção entre reagentes e produtos é definida pela grandeza chamada de constante de equilíbrio da reação Kc. Tendo uma reação genérica do tipo aA + bB cC + dD , onde a,b,c,e d são os coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as espécies químicas utilizadas (BROWN,2005).
 A fórmula para se encontrar a constante de equilíbrio da reação é:
Kc= [C]c * [D]d
 [A]a *[B]b
Portanto temos que a constante de equilíbrio de qualquer reação é calculada pela divisão da multiplicação da concentração dos produtos, cada um elevado ao seu coeficiente estequiométrico pela concentração dos reagentes também elevado ao seu coeficiente estequiométrico (BROWN,2005). 
Tal fómula é derivada da igualdade das velocidades:
Vformação = K1 * [A]a *[B]b
Vconsumo = K2 *[C]c * [D]d
Ao igualar Vformação = Vconsumo obtemos a equação da constante de equilíbrio da reação (BROWN,2005).
2 OBJETIVOS
2.1 Objetivos gerais
Foi realizada uma prática com objetivo de estudar as reações químicas e o seu equilíbrio químico. O comportamento das reações para que o sistma se mantenha em equilíbrio.
2.2 Objetivos específicos
Foram preparados dois sistemas, um tubo de ensaio contendo Cromato de potássio (K2CrO4 e o outro Cloreto de cobalto (CoCl2;) para analisar o comportamento de reação em meio acido, básico e com variação de temperatura. 
3 METODOLOGIA
Foi realizada uma aula pratica em laboratório Nesta aula o tema abordado era equilíbrio químico. Na realização do relatório foram utilizados bibliografias diversas. 
4 MATERIAIS
4.1 Reagentes
4.2 Materiais
5 PROCEDIMENTOS
5.1 Procedimentos do primeiro sistema
a) Em um tubo de ensaio, acrescentou-se 20 gotas de K2CrO4 concentração 0.1mol/L;
b) Em seguida HCl concentração 1,0 mol/L e
c) E NaOH concentração 1,0 mol/L apos reação com HCL.
5.2 Procedimentos do segundo sistema
a) Em um tubo de ensaio, acrescentou-se 20 gotas de CoCl2; 
b) em seguida, foi colocado em banho-maria;
c) No mesmo tubo de ensaio adicionou-se HCl ate observar-se uma reação;
d) Após o ocorrido adicionou-se água.
6 RESULTADOS
6.1 Resultados do primeiro sistema
a) Reação de Cromato de potássio com Ácido clorídrico
Em Cromato de potássio (KCrO4) foram adicionadas 2 gotas HCl. No início a coloração era amarela, com o deslocamento do equilíbrio, a reação do Cromato de potássio, adquiriu coloração alaranjada. Segundo a lei de Le Chatelier, ao submeter um sistema em equilíbrio à uma ação externa, a direção de reação se desloca e tende a contrabalancear a ação. Logo, ao adicionar um ácido ao sistema, a concentração de íons [H+] aumentou, e o sistema se deslocou para o sentido do Dicromato (Cr2O72-), formando uma solução ácida de coloração alaranja.
2CrO42- + 2H+  Cr2O72- + H2O
Deslocamento da reação
b) Reação de Cromato de potássio com Hidróxido de sódio 
Ao adicionarmos Hidróxido de sódio (NaOH) ao sistema, estamos aumentando a concentração de água. Sendo o NaOH um composto iônico, em solução aquosa esse se dissocia liberando a hidroxila (OH-). Esses íons, em solução acida reagem com H+ e formam água (H2O). Logo, ao adicionar 6 gotas de NaOH, o sistema alaranja tornou-se amarelo. Esse fenômeno é explicado pelo principio de Le Chatelier, pois ao aumentarmos a concentração de água no sistema, o equilíbrio se desloca no sentido do cromato CrO42-.
2CrO42- + 2H+  Cr2O72- + H2O
Deslocamento da reação
6.2 Resultados do segundo sistema
a) Cloreto de cobalto (II) submetido a aumento de temperatura
A solução hidro-alcoólica de cloreto de cobalto (II) foi submetida a aumento de temperatura. Ao colocarmos a solução em banho-maria observamos que o sistema anteriormente rosa, mudou sua coloração e ficou azul. Com a mudança de coloração podemos afirmar que esta reação é um processo exotérmico. Com o aumento de energia cinética, o equilíbrio da reação se deslocou para o lado o lado dos produtos. Pelo principio de Le Chatelier, ao submetermos um sistema em equilibrio, a desordem, há deslocamento deste para o lado de menor energia. 
[Co(H2O)2Cl2] + 4H2O [Co(H2O)6] + 2 Cl-
Deslocamento da reação
Ao realizar processo inverso, o equilíbrio da reação se desloca em sentido contrário, dos reagentes.
[Co(H2O)2Cl2] + 4H2O [Co(H2O)6] + 2 Cl-
Deslocamento da reação
b) Cloreto de cobalto (II) com Ácido clorídrico concentrado
Ao adicionar Ácido clorídrico concentrado (HCl) no sistema de coloração rosa, notamos que ocorre uma mudança na coloração para azul. Uma substancia acida, como
o HCl, quando adicionado em solução aquosa se dissocia em H+ e Cl-. O aumento na concentração dos íons Cl- modifica o equilibro do sistema, fazendo-o se deslocar para o lado dos reagentes, afim de contrabalancea-la.
 
[Co(H2O)2Cl2] + 4H2O [Co(H2O)6] + 2 Cl-
Deslocamento da Reação
Posteriormente ao adicionarmos água no sistema, observamos que o equilíbrio da reação se desloca para o lado dos produtos, devido aumento na concentração de água (H2O).
[Co(H2O)2Cl2] + 4H2O [Co(H2O)6] + 2 Cl-
Deslocamento da reação
7 DISCUSSÃO
Na prática observamos o principio de Le Chatelier. Uma reação em equilíbrio tende a permanecer em equilíbrio, quando este é alterado. O sistema em equilíbrio apresenta as velocidades de formação e consumo iguais, ou seja, com a mesma velocidade que o reagente se transforma em produto o inverso acontece. Porém ao submeter uma reação a uma ação externa como aumento de pressão, temperatura ou acréscimo de algum componente ali presente, as velocidades são modificadas, até retomem a condição inicial. Esse processo nas indústrias é usado principalmente para se obter maior rendimento entre os compostos. 
 
8 CONCLUSÃO
Em todos os procedimentos realizados podemos observar a ação do principio de Le Chatelier. O equilíbrio químico das reações foram alterados e este foi deslocado em direção a reestabelecer a ordem como no sistema inicial. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, Theodore L.; BURSTEN, Bruce E.; LEMAY, H. Eugene. Química Ciência Central. 9 ed. São Paulo. 2005. ISBN 8587918427.
RUSSELL, John B. Química Geral. 1 vol. São Paulo. 1981.
ANEXOS
Lista de exercícios da apostila
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