Experimento 8 Equilíbrio químico

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – REGIONAL CATALÃO
Engenharia Civil
Química Geral Prática
Lorrany Jenifer Teodoro da Costa
Mariana de Oliveira
Yan Alves Carvalho
EXPERIMENTO 8
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Catalão – GO
17/02/2016
INTRODUÇÃO
Em 1884, o químico francês Henry Louis Le Chatelier enunciou um conceito sobre o comportamento de um sistema em equilíbrio ao ser perturbado, que apesar de simples, obteve grande alcance. Esse foi denominado Princípio de Le Chatelier e pode ser enunciado pela frase a seguir: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar procurando diminuir os efeitos dessa força”. 
	O equilíbrio químico trata-se de um estado dinâmico, pois a velocidade em que ocorre a reação dos reagentes para os produtos é igual à da reação que ocorre dos produtos para os reagentes. Caso este sistema seja submetido a qualquer perturbação externa, o equilíbrio será deslocado no sentido contrário à perturbação (RUSSEL, 1994). Caso essa perturbação favoreça a reação da direita, com formação de mais produtos, diz-se que o equilíbrio se deslocou para a direita, e é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes. 
	Uma reação pode ser perturbada por alterações na temperatura, na concentração de um dos reagentes ou produtos, na pressão e também na presença de catalizadores. Se houver aumento da temperatura de um sistema, consequentemente irá ocorrer uma reação que contribuirá para que o sistema seja resfriado, caso houver aumento proposital na concentração de dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo da substância que está em excesso, até que seja retomado um novo equilíbrio (SARDELLA, A. & MATEUS, E. 1981). Essas influências serão melhor explicadas a seguir:
Influência da Concentração
Um sistema em equilíbrio possui temperatura e pressão constantes, porém o aumento da quantidade de qualquer participante desloca a reação no sentido que consuma essa substância, e a diminuição da quantidade de qualquer um dos participantes favorece a reação que forma essa substância (RUSSEL, 1994).
Influência da Temperatura
Um sistema em equilíbrio possui pressão constante, porém o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que absorve energia, já a diminuição da temperatura o desloca o equilíbrio no sentido da reação que libera energia (RUSSEL, 1982). Quando uma reação absorve energia é denominada reação endotérmica e a reação que libera energia é denominada reação exotérmica.
Influência da Pressão
Aumentando-se a pressão de uma reação gasosa em um equilíbrio, sem alterar-se a temperatura ocorrerá uma contração de volume. Portanto o equilíbrio desloca-se no sentido de menor volume, ou seja, que possui menor quantidade de matéria em mol. Já se ocorrer diminuição na pressão, o volume dos gases expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
Influência de Catalizador
Ao colocar um catalizador num sistema em equilíbrio, ele aumentará a velocidade das reações direta e inversa, alterando o tempo em que o equilíbrio é obtido, porém não irá interferir na composição final do equilíbrio, ou seja, não provocará alteração na concentração das substâncias participantes.
OBJETIVOS
O intuito principal da prática, foi observar um sistema em equilíbrio químico, verificando experimentalmente a forma de deslocamento das reações de cloreto de ferro III com tiocianato de amônio e de dicromato e cromato de potássio através do princípio de Le Chatelier.
MATERIAIS E REAGENTES
8 tubos de ensaio;
3 pipetas graduadas de 10 mL;
5 espátulas;
4 bastões de vidro;
1 balão de 50 mL;
Solução de K2CrO4;
Solução de K2Cr2O7;
Solução de FeCl3.6H2O;
Solução de NH4SCN;
Solução de HCl;
Solução de NaOH;
Solução de NH4Cl.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte A: Equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio.
Em um balão de 50 mL, foram adicionados 2 mL de solução de cloreto de ferro III e 2 mL de solução de tiocianato de amônio. A coloração da mistura foi observada. Logo após, completou-se com água o volume do balão. Em seguida quatro tubos de ensaio foram numerados de 1 a 4 e cada um deles recebeu 5 mL da solução resultante. Após a adição de 2 mL de solução de FeCl3 no tubo 1, o mesmo foi agitado e a cor resultante foi comparada à cor da solução do tubo 4. O tubo 2 recebeu 2 mL de NH4SCN e foi agitado. A coloração da solução resultante foi comparada à coloração da solução do tubo 4. Após o recebimento de NH4Cl sólido, o tubo 3 foi agitado e sua coloração comparada à cor da solução do tubo 4.
Parte B: Equilíbrio de dicromato e de cromato de potássio.
	Quatro tubos de ensaio foram numerados de 1 a 4. Nos tubos 1 e 2 adicionou-se 2 mL de solução de cromato de potássio e nos tubos 3 e 4 foram adicionados 2 mL de solução de dicromato de potássio. Logo após, foi adicionado 1 mL de solução de ácido clorídrico no tubo 1 que foi agitado e teve sua coloração resultante comparada com a cor da solução do tubo 2. Ao tubo 3 adcionou-se 1 mL de solução de hidróxido de sódio. O tubo foi agitado e a cor de sua solução com comparada com a coloração da solução presente no tubo 4. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Parte A: Equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio.
A reação que ocorre no balão de 50 mL após a adição dos reagentes é expressa por:
	
FeCl3 + NH4SCN ↔ [Fe (SCN)]+2 + NH4Cl + 2Cl-
A coloração inicial observada em relação ao FeCl3 foi amarelada, enquanto a coloração inicial observada em relação ao NH4SCN foi incolor.
No instante em que o tiocianato de amônio entrou em contato com o cloreto de ferro III, a solução apresentou uma coloração vermelho sangue. Com o acréscimo de água, a substância adquiriu duas cores. A que se encontrava na parte superior do recipiente, amarelo claro, enquanto a que estava na inferior, apresentou coloração vinho. Após agitação a maior parte da substância assumiu cor vermelho claro, enquanto a parte superior assumiu tonalidade ainda mais clara. Para explicar a dualidade na coloração, mesmo após a homogeneização, deve-se considerar que o diâmetro da parte superior do recipiente era menor.
O complexo formado como produto dessa reação é o tiocianato de ferro III [Fe(SCN)]2+, que é bastante utilizado para o teste de íons de ferro III. Este complexo pode ser obtido através da reação de equilíbrio:
Fe3+ + SCN- ↔ [(Fe (SCN)]2+
Se (SCN-) é adicionado em uma solução contendo íons de ferro III (Fe+3), uma solução de coloração vermelha intensa é formada devido a presença de [Fe (SNC)(H2O)5)2+, e devido a formação dos seguintes complexos:
Fe3+ + (SCN)- ↔ [(Fe (SCN)]2+
[(Fe (SCN)]2+ + SCN- ↔ [Fe (SCN)2]+
[Fe (SCN)2]+ + SCN- ↔ [Fe (SCN)3]
[Fe (SCN)3] + SCN- ↔ [Fe (SCN)4]-
[Fe (SCN)4]- + SCN- ↔ [Fe (SCN)5]2-
[Fe (SCN)5]2- + SCN- ↔ [Fe (SCN)6]3-
De todos esses, [Fe (SCN)3 é um não-eletrólito, e pode ser facilmente extraído por éter ou álcool amílico. Os complexos com cargas positivas são cátions e, numa eletrólise encaminham-se cara o cátodo, enquanto aqueles com cargas negativas são ânions e dirigem-se ao ânodo. Esta reação é específica para íons de ferro III.
Nos tubos 1 e 2 a concentração de FeCl3 e NH4SCN, respectivamente, dobrou devido ao fato de que a quantidade acrescentada era a mesma que a usada anteriormente para o início da reação. Sendo assim, o deslocamento do equilíbrio foi direcionado para a direita, gerando os produtos com maior velocidade, devido a maior concentração de reagente.
No terceiro tubo a quantidade de NH4Cl aumentou, provocando assim o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, acarretando a inversão da reação, produzindo reagentes com maior velocidade.
Tabela 1: Coloração dos tubos 1,2,3 e 4 após o equilíbrio químico
	Tubos
	Cores
	1
	Caramelo fosco
	2
	Vermelho escuro
	3
	Laranja claro
	4
	Vermelho claro
Parte B: Equilíbrio de dicromato e de cromato de potássio.
	A reaçãoquímica de equilíbrio que ocorre entre os íons de cromato e o dicromato em meio aquoso é expressa pela equação seguinte:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
Nos tubos 1 e 2, havia somente cromato de potássio, sendo esta uma solução de cor amarela. Já nos tubos 3 e 4, havia a solução de dicromato de potássio, de coloração alaranjada.
Quando adicionado ácido clorídrico à solução de cromato de potássio (K2CrO4), sua coloração se alterou de amarela para alaranjada. Já quando foi adicionado hidróxido de sódio à solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7), a coloração variou de alaranjada para amarela.
Cromatos são sais do ácido crômico e dicromatos são sais do ácido dicrômico. Os sais derivados desses ácidos apresentam, respectivamente, o ânion cromato e dicromato. Em solução aquosa o íon cromato (Cr2O42- - amarelo) e o íon dicromato (Cr2O72- - laranja) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes ácidos (HCl) ou básicos (NaOH). As equações abaixo representam o comportamento desses íons na presença de ácidos e bases:
Cr2O42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
(amarela) (alaranjada)
Cr2O72- + 2OH- ↔ Cr2O42- + H2O
(alaranjada) (amarela)
Como pode-se perceber, na presença de um ácido o íon cromato forma íon dicromato, enquanto que na presença de uma base o íon dicromato forma íon cromato.
Quando o HCl foi adicionado à solução de K2CrO4, percebeu-se uma mudança de cor na solução, que variou de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando adicionou-se o NaOH à solução de K2Cr2O7, que mudou sua coloração de alaranjada para amarela. Isso é explicado pelo Princípio de Le Chatelier, que diz que quando se altera um sistema em equilíbrio ele busca adquirir um novo estado que anule essa perturbação. 
Após a adição de HCl, o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato como aumento da concentração de hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72-, originado assim, uma solução ácida e de coloração alaranjada, ou seja, a concentração de íons provenientes do dicromato prevaleceu, e o equilíbrio de deslocou para a direita.
Já a solução de dicromato, encontrava-se em equilíbrio químico e foi alterada quando adicionou-se NaOH, com isso houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido à presença de hidroxila, promovendo a formação de Cr2O42-, o que originou uma solução alcalina e de cor amarela.
CONCLUSÃO
	Através da prática, pode-se observar os conceitos de equilíbrio químico e de reversibilidade de reações, comprovando o princípio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, observa-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio dessas. Já o efeito da pressão não pode ser evidenciado, uma vez que não foi realizada nenhuma etapa com alteração da pressão de gases.
 
REFERÊNCIAS
MOORE, Walter J. Fisico-química. 4ª ed. Edgard-Blucher, São Paulo, 1976.
PILO, Luiz. Fisico-química. Livros Técnicos e Científicos. 1ª ed. Editora S.A., Rio de Janeiro, 1979.
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo, Pearson Makron Books, 1994.
SARDELLA, A. & MATEUS, E. Dicionário Escolar de Química, Ed. Ática, São Paulo,1981.
VOGEL, Arthur I. Química Analítica. 5ª ed. Mestre Jou, São Paulo, 1981.