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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – Regional Catalão – Curso de Química Disciplina: Química Geral Experimental Prof. mestre: Ariadne Canedo Eduardo Nome: Geraldo Sousa Gonçalves Neto Matrícula:201517182 Nome: Jéssica Santos Silva Matrícula:201517185 Nome: Camila dos Santos de Jesus Matrícula:201517177 1.INTRODUÇÃO estado de equilíbrio é um estado dinâmico e não estático entre reagentes e produtos.[1] Cada reação química é uma reação de duplo sentido, mas se o estado de equilíbrio favorecer grandemente os reagentes, é dito que não há reação e se favorecer os produtos, denota-se que a reação é completa.[2] A posição do equilíbrio é diagnosticada quando aplicada uma perturbação ao sistema; como: variações na temperatura, na pressão (se um dos reagentes ou produtos for um gás), ou na concentração total de um reagente ou produto.[3] Esses fatores que deslocam o equilíbrio, podem ser previstos qualitativamente a partir do princípio Le Chatelier,[3] postulado pelo químico francês Henri Le Chatelier em 1884, o qual define que a posição do equilíbrio sempre se altera na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada, mais precisamente: “Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se, ou adaptar-se, de modo a reduzir o efeito perturbador”.[4] A concentração e um fator determinante no equilíbrio. Ela altera o equilíbrio da seguinte forma: quando a concentração de um dos produtos é aumentada, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação dos reagentes e quando a concentração dos reagentes é elevada o equilíbrio é deslocado no sentido de formação dos produtos; ao diminuir-se a concentração de um dos reagentes, o equilíbrio é deslocado para a formação dos reagentes; quando se diminui a concentração de um dos produtos, o equilíbrio é deslocado no sentido da formação dos produtos.[1] O equilíbrio também é estabelecido nas definições de ácido e base de Bronsted- Lowry, em que estes são conceituados e diferenciados como sendo ácido o doador de prótons em uma reação e a base sendo a receptora na mesma, independentemente se o meio é aquoso ou não. Esta teoria mostra que um ácido após doar torna-se uma espécie receptora, uma base, por isto sendo nomeado de base conjugada do ácido; já a espécie que recebeu o próton se torna capaz de cedê-lo, tornando-se um ácido conjugado da base. Esta concepção é de maior interesse para meio aquoso, pois, a água é anfiprótica, ela doa e pode receber prótons.[3] 2.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte A – Equilíbrio de cloreto de ferro 3 e tiocianato de amônio Em um balão de 50 mL, adicionou-se 2 mL de solução de cloreto de ferro III e 2 mL de solução de tiocianato de amônio e completou o volume até o menisco com água destilada. Em quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4, adicionou-se 5 mL da solução resultante. Ao tubo 1, adicionou 2 mL de solução de cloreto de ferro III e agitou. Ao tubo 2, adicionou 2 mL de tiocianato de amônia e agitou. Ao tubo 3, adicionou cloreto de amônio sólido e agitou. Parte B – Equilíbrio de dicromato e cromato de potássio Numerou-se 4 tubos de ensaio de 1 a 4. Nos tubos de 1 e 2 adicionou 2mL de solução de cromato de potássio e nos tubos 3 e 4 adicionou 2 mL de solução de dicromato de potássio. No tubo 1 adicionou-se 1 mL de solução de ácido clorídrico e agitou. No tubo 3 adicionou 1 mL de solução de hidróxido de sódio e agitou. 3.RESULTADO E DISCUSSÕES: Parte A – Efeito da variação da concentração: Reações químicas envolvidas: Balão volumétrico: 3 NH4SCN(aq) + FeCl3(aq) ⇌ 3 NH4Cl(aq) + Fe(SCN)3(aq) Tubo 1:4 FeCl3 + 2 NH4SCN(aq) → 2 Fe(SCN)(aq) + 2 NH4Cl5(aq) Tubo 2: FeCl6(aq) + 6 NH4SCN(aq) → Fe(SCN)6(aq) + 6 NH4Cl(aq) Tubo 3: FeCl4(aq) + 4 NH4SCN(aq) ← Fe(SCN)4(aq) + 4 NH4Cl(aq) Tabela 1 – Coloração obtida nos tubos de ensaio: Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Coloraç ão Vermelho escuro Vermelho claro Laranja claro Vermelho claro De acordo com a reação que ocorreu no balão volumétrico pode-se perceber que ela está em equilíbrio, assim como no tubo 4 e isto mostra que a quantidade de reagente é igual à quantidade de produto. Pode-se analisar também que nos outros tubos, como o tubo 1 não contém a seta da reversibilidade, pois, adicionou-se uma quantidade a mais de FeCl3 e isto quebra o equilíbrio da equação demonstrando que a reação ocorre apenas para a direita e ocorre a mudança de coloração, e isto ocorre também para o tubo 2 devido a adição de NH4SCN, como mostra na reação química do tubo 2. Pode-se analisar que a coloração do tubo 3 descorou e sua seta está voltada para a esquerda, e isto ocorre porque com a adição de NH4SCN, onde o mesmo será consumido e ocorre o inverso da reação. Parte B – Equilíbrio de dicromato e cromato de potássio Reações químicas envolvidas: Tubo 1: 2 HCl(aq) + 2 K2CrO4(aq) ⇌ H2O(l) + K2Cr2O7(aq) + 2KCl(aq) Tubo 3: K2Cr2O7(aq) + 2 NaOH(aq) ⇌ H2O(l) + K2CrO4(aq) + Na2CrO4(aq) Tabela 2 – Coloração obtida nos tubos de ensaio: Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Coloração Laranja Amarelo Amarelo Laranja Ao comparar as colorações do tubo 1 com o tubo 2 e tubo 3 com o tubo 4 percebe- se que ocorreu uma mudança na coloração de amarelo para laranja e laranja para amarelo, isto ocorreu porque os íons de CrO4-2 e Cr2O7-2 quando estão em solução aquosa estabelecem o equilíbrio químico. A coloração do íon CrO4-2 é amarelo e o íon Cr2O4-2 tem a coloração laranja, portanto, ao adicionar a solução de NaOH que contém íon OH - na solução de K2Cr2O7 ocorre equilíbrio, onde o íon de Cr2O7-2 passa a ser o íon de CrO42-, então o mesmo muda da coloração de laranja para amarelo, e isto também ocorre quando adiciona HCl que contém íon H+ na solução de K2CrO4, então, o íon de CrO4-2 se transforma em íon de Cr2O4-2 e ocorre a mudança de coloração de amarelo para laranja. Pode-se perceber, então que mudança de pH interfere na reação, isto é, com a diminuição do pH favorece a formação de Cr2O7-2 como ocorreu na reação química do tubo 1, então consequentemente o aumento do pH favorece a formação de CrO42-como ocorreu na reação química do tubo 3. O equilíbrio químico é representado na imagem 1. Imagem 1: Equilíbrio químico devido à mudança de pH. 4.CONCLUSÃO: Portanto, pode-se concluir que se obteve resultados satisfatórios e que percebeu- se qualitativamente o equilíbrio das reações requeridas e o deslocamento do mesmo devido a diversos fatores como: concentração e mudança de pH. 5.REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICAS: [1].ERVIM L. Química geral experimental, Rio de Janeiro: F. Bastos, 2012. P.: 275 à 300; [2].POSTMA, J. M.; ROBERTS JR., J. L.; HOLLENBERG, J. L. Química no laboratório, 5° Ed. Tradução: Chemistry in the laboratory, 5th ed. Barueri – SP: Manoele, 2009. Pág: 295 à 297; [3].SKOOG, D. A. et all. Fundamentos de química de analítica, 8° Ed. Tradução: Marco Tadeu Grassi, São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. Pág: 220 à 226; [4].RUSSEL, J. B. Química geral, 2°ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol.: 1 Pág: 478;
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