Vinícius - RELATÓRIO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO- Quimica Analítica

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
Guanambi – BA 
 04 de novembro de 2015 
 
 
 
 
Curso: Tecnologia em Agroindústria 
Turma: 3º AT 
Disciplina: Química Analítica 
Docente: Lincon A. Vilas Boas 
Discentes: Vinícius de Castro Santos, Jucilane dos Santos Penera, Tânia M. 
de Souza Alves 
Título da prática: Equilíbrio Químico 
Data de realização: 04/11/2015 
 
 
 
 
 
 
Guanambi – BA 
04 de novembro de 2015 
Sumário 
 
 
 
1. Introdução...............................................................................................01 
 
2. Objetivos.................................................................................................03 
 
3. Material e Reagentes..............................................................................04 
 
4. Procedimento Experimental....................................................................05 
 
5. Resultado e Discurssão..........................................................................06 
 
6. Conclusão...............................................................................................08 
 
7. Referências Bibliográficas.......................................................................09 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Introdução 
Uma reação química pode atingir um estado no qual os processos direto e 
inverso ocorrem à mesma velocidade e se mantém ao longo do tempo. Essa 
condição é chamada de equilíbrio químico e resulta da formação de uma mistura 
do equilíbrio dos reagentes e produtos da reação. Quando ocorre uma mudança 
na reação aumentando os reagentes eles iram se transformar em produtos, o 
equilíbrio se ajusta a reação inversa, aumentando para igualar ao sentido direto 
(VOGEL, A. I., 1991). 
Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes 
se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em 
reagentes. Contudo, em certas reações, como a de combustão, potencialmente 
100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário 
ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas 
de irreversíveis (USBERCO J.; SALVADOR E.; 1998). 
Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de 
produto é formada, este torna a dar origem aos reagentes; essas reações 
possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente 
restringe-se às reações reversíveis. 
Uma reação pode ser perturbada de três variações: temperatura, concentração 
de um dos reagentes ou produtos e volume. Se houver aumento da temperatura 
de um sistema, consequentemente irá ocorrer uma reação que contribuirá para 
que o sistema seja resfriado, ou ainda se houver aumento proposital de um dado 
reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta 
substância que está em excesso, até que seja retomado um novo equilíbrio 
(SARDELLA, A. & MATEUS, E. 1981). 
Um laboratório é um local de trabalho com potenciais riscos de acidente, dado 
que se manipulam substâncias com periculosidade considerável, que se 
indevidamente utilizadas, podem causar danos graves de grandes repercussões 
assim a preparação de qualquer experimento requer alguns cuidados. 
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Existem regras básicas, que se impõem em seus procedimentos, 
nomeadamente o uso de equipamentos de proteção individual. A bata branca de 
algodão é um instrumento obrigatório, dada à sua reduzida inflamabilidade. 
O uso de luvas e óculos também é fundamental, e se for um reagente tóxico 
fazer uso dos EPIS corresponde aos riscos possíveis (luvas, máscara) e se for 
o caso proceder em capela. Estar num laboratório sozinho não é aconselhado, 
pois em caso de acidente, ninguém poderá socorrer. 
É importante ressaltar que não é aconselhável o desenvolvimento de 
qualquer atividade laboratorial sem a utilização do jaleco, e nunca consumir água 
alimentos dentro do laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. Objetivo 
O objetivo do experimento foi observar as reações reversíveis e sistemas em 
equilíbrio e os fatores que afetam o deslocamento do equilíbrio químico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. Material e Reagentes 
Material: 
 Bastão de vidro 
 Béquer 
 Conta gotas 
 Tubos de ensaio 
 Pipeta 
 Chapa aquecedora 
 Balão de Erlenmeyer 
 
 Reagentes: 
 Solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L 
 Solução de K2CrO4 0,1 mol/L 
 HCl 
 NaOH 
 Cu (SO4). H2O 
 Fio de cobre 
 Ácido Nítrico concentrado 
 Gelo 
 Água quente 
 
 
 
 
 
 
 
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4. Procedimento Experimental 
Antes de iniciar o procedimento, foi necessário tomar conhecimento dos 
perigos potenciais das substâncias utilizadas e dos cuidados que se deve ter 
durante a execução do experimento, como cuidados ao medir e manipular 
reagentes, de modo a reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
 Parte I 
Inicialmente foi adicionado num tubo de ensaio dois mL da solução de 0,1 
mol/L de K2Cr2O7 e num segundo tubo de ensaio foi adicionado dois mL da 
solução de 0,1 mol/L de K2CrO4. Acrescentou-se no tubo contendo a solução de 
K2Cr2O7, com o auxílio de um conta-gotas, a solução de Hidróxido de Sódio 
(NaOH), observando a mudança de coloração. No tubo contendo K2CrO4, foi 
adicionado a solução de Ácido Clorídrico (HCl), até que ocorresse alguma 
mudança de coloração. 
Parte II 
 Foi adicionada uma colher de Sulfato de Cobre pentaidratado [Cu (SO4). 
5 H2O], num béquer. Esse mesmo béquer, foi alocado sobre uma placa aquecida 
(simulando-se um bico de Busen). Após as alterações no material o mesmo foi 
transferido para um tubo de ensaio, e acrescentado cerca de 2 mL de água 
destilada e observamos as alterações ocorridas. 
 Parte III 
 Esta parte do experimento foi realizada na capela, onde se adicionou uma 
pequena parte de fio de cobre em um balão de Erlenmeyer, e com a pipeta 
graduada foi adicionado cerca de 1,5 mL de Ácido Nítrico concentrado (HNO3), 
e fechado o balão de Erlenmeyer para que o gás formado não fosse expelido. 
Logo após o balão de Erlenmeyer foi submetido à agua gelada a 9oC e 
posteriormente em água quente a 550C, a partir do qual se observou algumas 
alterações na reação. 
 
 
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5. Resultado e Discursão 
Parte I 
Na parte I da aula prática, inicialmente foi utilizado as soluções de Dicromato e 
o Cromato de potássio, onde o K2Cr2O7 possui a coloração apresentada era 
alaranjada e, o K2CrO4 (s) apresentava a coloração característica amarelada. Eles 
apresentam essa coloração, pois o K2Cr2O7 e o K2CrO4 ao dissociarem 
produzem o íon Cr2O7 -2 e o íon CrO4 -2 que apresentam essas colorações 
distintas. As reações de dissolução estão representadas abaixo: 
 
K2Cr2O7 (s) ⇄ 2 K+(aq) + Cr2O7 -2 (aq) 
 Laranja 
K2CrO4 (s) ⇄ 2 K+(aq) + CrO4 -2 (aq) 
 Amarelo 
 
Quando se adiciona NaOH no tudo de ensaio que contem Cr2O7 -2 ,o meio torna-
se básico, pela presença da hidroxila(OH-) , logo essa nova solução tende ao 
equilíbrio, e ocorre a mudança de coloração de laranja para amarelo. Segundo 
a reação: 
Cr2O7 -2 (aq)+ 2 OH- ⇄ 2 CrO4 -2 (aq) + H2O 
Essa mudança ocorre, pois o íon Cr2O7 -2, ao reagir com as duas moléculas de 
hidroxila (OH-), forma duas moléculas de CrO4 -2 que confere a solução a 
coloração amarela. 
O mesmo ocorre com a solução de CrO4 -2, onde se adiciona a solução de Ácido 
Clorídrico (HCl),onde acidifica a solução pela presença de H+, na solução. 
2 CrO4 -2 (aq) + 2 H+ ⇄ Cr2O7 -2 (aq) + H2O 
O íon CrO4 -2 ao reagir com o H+ forma o Cr2O7 -2, logo ocorre a mudança de 
amarelo para laranja. 
 
Parte II 
 
O Sulfato de Cobre pentaidratado [Cu (SO4). 5 H2O], possuía a coloração azul 
turquesa, em forma de cristais. Ao ser colocado em contato com o calor, ele 
H2O 
H2O 
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libera vapor d’água e, muda a coloração para branco e, sua forma lembra cinzas. 
Segundo a reação: 
Cu (SO4). 5 H2O(s) ⇄ Cu (SO4). H2O(s) + 4 H2O(g) 
Ao adicionar água, ocorre a mudança de cor, de branco para azul. E essa reação 
libera calor, logo, o fundo do tubo de ensaio esquentou, demonstrando que essa 
reação é exotérmica. 
Cu (SO4). H2O(s) + 4 H2O(l) ⇄ Cu (SO4). 5 H2O(s) 
 
Parte III 
 
Ao adicionar-se ácido nítrico concentrado (HNO3) no recipiente que 
continha o fio de cobre, ocorre uma reação, onde o gás formado, o dióxido de 
nitrogênio (NO2), possui a coloração castanho avermelhada, e que acaba por 
sofrer mudanças quando submetido a diferentes temperaturas. A equação que 
representa a formação do NO2 é representada por: 
4 HNO3(l) + Cu(s) ⇄ Cu+2(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O (l) 
 
Diante dos resultados obtidos, é possível caracterizar o equilíbrio químico como 
sendo uma reação reversível, ou seja acontece tanto diretamente quanto 
inversamente, assim, muito utilizado nos processos industriais para melhorar a 
obtenção de certas substâncias. A partir do momento em que o homem 
descobriu o equilíbrio químico e conseguiu entendê-lo, muitos fenômenos 
puderam ser explicados e, em alguns casos, até controlados para beneficiar a 
sociedade humana. 
 
 
 
 
 
 
Δ 
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6. Conclusão 
Ao se desenvolver a aula prática, a partir de várias etapas, pode-se colocar em 
prática os conceitos de equilíbrio químico e de reversibilidade de reações. Na 
etapa I, observa-se a reversibilidade da reação, adicionando duas substâncias 
diferentes quais fizeram com que a reação fosse realizada no sentido direto e no 
sentido inverso através da concentração modificada em cada adição. Ao 
adicionarmos o hidróxido de sódio, notamos a remoção dos íons H+ da solução 
de dicromato de potássio fazendo com que a reação deslocasse seu equilíbrio 
em direção dos produtos, no caso, em direção da formação do cromato de 
potássio, logo a mudança de cor foi de laranja para amarelo. Agora quando 
adicionamos o ácido clorídrico, ele adiciona na solução alguns íons H+ assim, 
revertendo à reação para o sentido de formar o dicromato de potássio 
novamente, tornando a coloração da solução de amarelo para laranja. 
Na etapa II, ocorreu a mudança de coloração pela perca da molécula de água 
do reagente. E quando acrescentou água no tubo de ensaio, a reação foi 
exotérmica. 
Na etapa III, nota-se a mudança de equilíbrio variando a temperatura do sistema. 
Com diminuição da temperatura a concentração do NO2 diminuiu logo se tendeu 
o deslocamento para a direta formando o N2O4 tornando a solução com a 
coloração mais clara, e ao aumentar a temperatura, a solução voltou a coloração 
do reagente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7. Referências Bibliográficas 
SARDELLA, A. & MATEUS, E. Dicionário Escolar de Química, Ed. Ática, São Paulo, 
1981 
USBERCO J.; SALVADOR E. Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São 
Paulo, 2002. P.397. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1991. 
ARAUJO, RODRIGO M. Equilíbrio Químico, Disponível em: 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA2kkAH/equilibrio>. Acesso em 06 de 
Novembro de 2015. 
FOGAÇA, JENNIFER, Equilíbrio Químico, Disponível em: 
<http://www.brasilescola.com/quimica/equilibrio-quimico-.htm>. Acesso em 06 de 
Novembro de 2015. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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