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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas Fernanda de Souza Freitas Gustavo Henrique Mendonça Soares Leonardo Carvalho Siqueira Matheus Teixeira Romagnoli Monise Fernanda Maciel Melin Tásila Castro Ferreira Vitor Bambozzi Dall Acqua Experimento nº: 07 Equilíbrio Químico Prof. Benecildo Amauri Riguetto Disciplina: Laboratório de Química Uberaba – MG 09/11/2015 SUMÁRIO 1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 3 1.1 Princípio de Le Chatelier .................................................................................... 4 2 OBJETIVO ................................................................................................................... 5 3 MATERIAIS E MÉTODOS ........................................................................................ 5 3.1 Materiais................................................................................................................ 5 3.2 Métodos................................................................................................................. 6 4 RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................................................................... 7 5 CONCLUSÕES ........................................................................................................... 8 6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................................ 9 ANEXO .......................................................................................................................... 10 1 INTRODUÇÃO Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. “Às vezes, dizemos que uma reação química foi completada”, mas rigorosamente falando, não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir. Considere a seguinte reação: CO2 (g) + H2 (g) → CO (g) + H2O (g) Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 está contida em um recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO e H2O) aumentam (todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção). Veja abaixo o gráfico que representa esse equilíbrio químico: É possível observar pelo gráfico que as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reação (t0) até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se tornam menores com o passar do tempo. No tempo t0 somente pode ocorrer a reação no sentido da formação dos produtos (reação direta). Entretanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, reação inversa. A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos. Finalmente, em t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em velocidades iguais: 1.1 Princípio de Le Chatelier Quando as condições de um sistema em equilíbrio são alteradas, o sistema responde de tal forma a manter o equilíbrio. Em 1888, Henri-Lewis Le Chatelier descreveu esse fenômeno em um princípio que afirma que "quando uma mudança de temperatura, pressão ou concentração perturba um sistema em equilíbrio químico, a mudança será contrabalançada por uma alteração na composição de equilíbrio". Você observará este princípio neste experimento através da reação reversível entre os íons ferro(III) e os íons tiocianato: Fe3+ + SCN- ⇌ FeSCN2+ Cada grupo modificará seletivamente a concentração de um dos íons pela adição de um reagente que reage de modo a formar um sal insolúvel com o íon, causando a sua precipitação. Além disso, cada grupo irá observar o efeito que uma mudança de temperatura tem sobre a solução no equilíbrio, o qual permitirá concluir se a reação é exotérmica ou endotérmica. 2 OBJETIVO Observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a partir de fatores como concentrações dos reagentes e variação da temperatura. 3 MATERIAIS E MÉTODOS 3.1 Materiais Os materiais utilizados no experimento foram: Espátula; Béquer; Tubos de ensaio; Seringa; Solução KSCN 1,0 mol/L; Solução FeCl3 1,0 mol/L; Solução AgNO3 0,2 mol/L; Cloreto de potássio sólido - KCl. 3.2 Métodos Colocou-se 20 mL de água em um béquer e adicionou-se com uma pipeta de Pasteur duas gotas de solução 1 mol/L de FeCl3 e depois com outra pipeta de Pasteur 2 gotas de solução 1 mol/L de KSCN. Dividiu-se a mistura em 7 porções de 2 mL, colocando cada uma em um tubo de ensaio. Utilizou-se um dos tubos como solução- controle. Ao primeiro tubo adicionou-se 3 gotas da solução 1 mol/L de FeCl3 e agitou. Comparou-se a coloração e as modificações sofridas com a solução- controle. Ao segundo tubo adicionou-se 3 gotas da solução 1 mol/L de KSCN. Comparou-se as modificações sofridas com a solução-controle e também em relação ao primeiro tubo. Ao terceiro tubo adicionou-se uma pequena quantidade de KCl sólido e agitou-o até que dissolveu-se o sal. Comparou-se ao tubo com a solução- controle. No mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 mol/L de Fe(No3)3. Homogeneizou-se a solução. Comparou-se ao tubo com a solução- controle. Ao quarto tubo, adicionou-se 3 gotas de solução 0,2 mol/L de AgNO3, agitou-se bem para homogeneizar o conteúdo do tubo. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. No mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 mol/L de Fe(No3)3 . Homogeneizou-se a solução e comparou-se ao tubo com a solução-controle. Ao quinto tubo adicionou-se cerca de 3 gotas de solução 0,2 mol/L de AgNO3 e homogeneizou-o. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. No mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 mol/L de KSCN. Homogeneizou-se a solução. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. Por fim, colocou-se o sexto tubo em banho-maria a 70-80 graus Celsius durante 2 minutos. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. 4 RESULTADOS E DISCUSSÃO Com a adição da solução de 1mol/L de FeCl3 e da solução de 1,0 mol/L de KSCN na água destilada ocorreu a seguinte reação de equilíbrio: FeCl3 (aq) + 3 KSCN(aq) 3 KCl (aq) + Fe(SCN)3 (aq) Sendo a reação reversível entre os íons ferro III e os íons tiocianato representados pela equação: SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) FeSCN2+ (aq) Essa reação gerou uma solução com uma coloração castanho- avermelhada, sendo esta utilizada como solução-controle e separado 2 mL dessa solução em um tubo de ensaio. No primeiro tubo de ensaio com a solução-controle,com a adição de mais reagente FeCl3, a reação que estava em equilíbrio, escureceu, ou seja, aumentou sua intensidade de coloração. Segundo o princípio de Le Chatelier pela adição do reagente a reação se deslocou de tal forma para que se reestabelecesse o equilíbrio pelo consumo da substância adicionada. No segundo tubo de ensaio com a adição de mais reagente KSCN, assim como no primeiro tubo a solução escureceu, sendo a coloração de mais intensidade no experimento, tendendo a cor preta. No terceiro tudo com a adição de KCl a coloração da solução-controle a cor diminuiu sua intensidade, sendo o KCl produto da reação ocorrida na solução-controle. Com a adição de Fe(NO3)3 no mesmo tubo a coloração se intensificou novamente. Com a adição de Fe(No3)3, houve o favorecimento da formação de Fe(SCN)3 , produto da solução-controle. Desta forma, o Fe(No3)3, assim como o FeCl3, auxiliou no fornecimento do íon ferro III para a reação, isso pode ser evidenciado pela proximidade da coloração com a adição do reagente FeCl3 e com a adição do Fe(No3)3. A reação de equilíbrio ocorrida foi: SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) + Fe(No3)3 (aq) FeSCN5+ (aq) + 3 KNO3(aq) No quarto tubo com a adição da solução de AgNO3 a solução ficou com um aspecto leitoso e esbranquiçado, além de ter aparecido um precipitado no fundo do tubo de ensaio, devido ao AgSCN formado pelos íons Ag+ com SCN- ser insolúvel. A reação de equilíbrio ocorrida é dada pela equação: SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) + 3 AgNO3 (aq) 3 AgSCN (s) + Fe(NO3)3 (aq) No mesmo tubo com a adição do Fe(NO3)3 a solução continuou com o precipitado e com um aspecto leitoso, porém a coloração mudou para um alaranjado, aumentando sua intensidade. No quinto tubo com a adição da solução de AgNO3 a solução ficou com um aspecto leitoso e esbranquiçado, além de ter aparecido um precipitado no fundo do tubo de ensaio, assim como no quarto tubo. Com a adição do KSCN, o precipitado permaneceu, porém, a coloração do tubo se intensificou. No sexto tubo, em que ocorreu um aquecimento em banho-maria da solução-controle, após os 2 minutos de exposição, a coloração ficou mais clara, com uma cor alaranjada, desta forma comprovou-se a influência da temperatura no equilíbrio químico da reação. Por ter ficado mais clara a solução evidenciou-se que a reação é endotérmica, já que com a adição de reagentes nos tubos 2 e 3 a solução escureceu. Por ter ficado alaranjada a solução, isso significa no favorecimento da formação do íon Fe3+, já que este possui uma coloração mais amarelada. 5 CONCLUSÕES Conclui-se com o presente trabalho que os objetivos foram atingidos, sendo possível observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a partir de fatores como concentrações dos reagentes e variação da temperatura colocando em prática os conceitos de equilíbrio químico por meio do princípio de Le Chatellier. Com base nos dados obtidos, pode-se afirmar que ao adicionar mais reagente, por exemplo, desloca-se o equilíbrio no sentido da formação dos produtos e que a reação sofre influência caso tenha mudanças na temperatura, sendo visível estas mudanças com a coloração dos tubos. Tais afirmações baseiam-se no princípio de Le Chatellier onde afirma que quando há uma mudança de temperatura, pressão ou concentração estas perturbam o equilíbrio químico fazendo com que a mudança seja contrabalanceada por uma alteração na composição do equilíbrio. 6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Apostila Laboratório de Química - 2015/2º semestre ANEXO 1) O Equilíbrio Químico ocorre quando temos uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade. 2) É importante para as reações em geral, na obtenção de produtos, e maximizar eles sabendo como funciona o equilíbrio. 3) FeCl3 + 3 KSCN = Fe(SCN)3 + 3 KCl FeCl3 + 3 KCl = Fe(Cl)3 + 3 KCl FeCl3 + 3 AgNO3 = Fe(NO3)3 + 3AgCl 2 FeCl3 + 3 AgNO3 + 3 KSCN = Fe(NO3)3 + Fe(SCN)3 + 3 KCl + 3 AgCl 4) a) Desloca a reação no sentido de formar mais reagentes. Maior concentração de NO3- desloca o equilíbrio para os reagentes e é responsável pelo aspecto leitoso e o clareamento da solução. b) O Fe, pois o Cl- fica livre e começa a se ligar com o ferro dos reagentes. c) O cátion Ag+ reage com o ânion Cl- formando AgCl. 5) a) Desloca o equilíbrio no sentido dos reagente, pois o 2K+ reage com o Cl- formando mais KCl. Desloca no sentido de formar mais reagentes para equilibrar a reação. b) O SCN- pois ele reage com o K+ e forma mais reagentes, e com o aumento dos reagentes, o equilíbrio desloca para formar mais produtos. c) O K do composto reagiu com o cloro e formou KCl; o HPO4 reagiu com cloro e formou Fe e formou Fe2(HPO4)3. 6) A solução recebeu calor e então reagiu, logo é uma reação endotérmica; que precisa receber calor para atingir a energia de ativação.
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