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UNIDADE DESCENTRALIZADA DE ARACRUZ CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA E QUANTITATIVA Professora: Patrícia Silvana S. Andreão DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO I - OBJETIVOS: Observar reações reversíveis e o deslocamento de seu equilíbrio em relação ao Princípio de Le Chatelier. II – TEORIA DO EXPERIMENTO: Verifica-se experimentalmente que, quando substâncias capazes de reagir entre si são postas em contato, a conversão dos reagentes em produtos é por vezes incompleta, independentemente do tempo de reação. No início da experiência misturamos os reagentes. Com o decorrer do tempo as concentrações dos reagentes diminuem, e ao mesmo tempo as concentrações dos produtos vão aumentando. Ao fim de algum tempo, “teq”, as concentrações de todas as espécies permanecem constantes. Uma vez estabelecido o equilíbrio, este persiste indefinidamente, se não for perturbado. Quando o equilíbrio é perturbado, ocorrem reações químicas de modo a que ele seja restabelecido. Figura 1 - Variação da concentração de reagentes e produtos da reação ao longo do tempo. É possível estudar estas alterações de modo qualitativo com o auxílio da Lei de Le Chatelier. Engenheiro metalúrgico e químico, Henri Louis Le Chatelier (1850 – 1936), nasceu na França e em 1888 enunciou o princípio geral do deslocamento do equilíbrio (Princípio de Le Chatelier): A concentração, a temperatura e a pressão são as “forças” que podem perturbar os equilíbrios químicos, da seguinte maneira: Quando se aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio, ele se desloca no sentido de consumir o reagente adicionado; quando se diminui a concentração de um dos componentes do equilíbrio, ele se desloca no sentido de repor o componente retirado. O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para o lado de menor volume; enquanto a diminuição da pressão total, desloca o equilíbrio para o lado de maior volume. O aumento da temperatura, desloca o equilíbrio no sentido Endotérmico; enquanto a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido Exotérmico. Um dos equilíbrios mais usados para demonstração experimental é representado pela equação: FeCl3 + 3 NH4SCN ⇌ Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl (Vermelho) O Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica. É fácil concluir que, deslocando-se o equilíbrio para direita, ocorrerá uma intensificação na cor vermelha. Outro equilíbrio bastante interessante para observações experimentais é o que se verifica entre os íons Cromato (CrO42-) e os íons Dicromato (Cr2O72-). Dissolvendo uma certa quantidade de Dicromato de Potássio em água, ocorrerá a dissolução do sal: K2Cr2O7 ⇌ 2 K+ + Cr2O72- O ânion Dicromato (Cr2O72-) e a água entram em equilíbrio: Cr2O72- + H2O ⇌ 2 CrO42- + 2 H+ (Alaranjado) (Amarelo) Sendo o Cromato (CrO42-) amarelo e o Dicromato (Cr2O72-) alaranjado, deslocando-se o equilíbrio para direita, o meio se tornará amarelo; deslocando-o para esquerda, se tornará alaranjado. II – REAGENTES: Sol. 1% de Cromato de Potássio (K2CrO4) – 200 mL Sol. 0,5% de Hidróxido de Sódio (NaOH) – 50 mL Sol. 0,5% de dicromato de potássio (K2Cr2O7)–200 mL Sol. 5% de Ácido Clorídrico ( HCl) – 50 mL Sol. 0,10 M de Cloreto Férrico (FeCl3) – 50 mL Sol. 5% de Cloreto de cobalto (CoCl2) – 100 mL Sol. 0,05 M de tiocianato de amônio (NH4SCN) –50 mL Ácido clorídrico concentrado – 30 mL Tiocianato de Amônio (NH4SCN) sólido Cloreto de amônio (NH4Cl) sólido III – PROCEDIMENTOS: 1ª Parte: 1 – Em uma proveta de 50 mL, adicione 1 mL de solução de FeCl3, 1 mL de solução de NH4SCN e 48 mL de água. Agite. O que você observa ? .............................................................................................................. 2 – Numere 5 tubos de ensaio: 1, 2, 3, 4 e 5. 3 – Coloque em cada tubo 10 mL da solução do passo 1. 4 - O tubo 1 servirá como referência da cor da reação. 5 – Ao tubo 2, adicione 2 mL de Solução de FeCl3. Agite-o. Observe e compare a coloração obtida com a cor da solução do tubo 1. Você notou que .................................................. Isso ocorreu porque .................................... 6 – Ao tubo 3, adicione uma ponta de espátula de NH4SCN sólido. Agite-o. Compare sua cor com a cor da solução do tubo 1. Você notou que ......................................................... Isso ocorreu porque .............................. 7 – Ao tubo 4, adicione uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agite-o. Compare a coloração obtida com a do tubo 1. Você notou que .................................................... Isso ocorreu porque ..................................................... 8 - Colocar o tubo 5 em um béquer de 250 mL, contendo água e pedras de gelo. Agitar o tubo dentro do béquer e comparar com a cor da solução do tubo 1. Para que lado houve deslocamento do equilíbrio? Por quê?............................................................................... 9 - Colocar o tubo 5 em um béquer de 250 mL, contendo água quente (a água deve ter sido aquecida até a ebulição). Agitar o tubo dentro do béquer e comparar a cor com a do tubo 1. Para que lado houve deslocamento de equilíbrio? Por quê? .............................................................................. 2ª Parte: 1 – Lave os 4 tubos de ensaio utilizados na 1ª parte e mantenha-os numerados: 1, 2, 3 e 4. 2 – Nos tubos 1 e 2, coloque a solução de K2CrO4 até 1/3 do volume. 3 – Aos tubos 3 e 4, adicione quantidade semelhante de solução de K2Cr2O7. 4 – Ao tubo 1, adicione cerca de 3 mL de solução de HCl e agite. Compare agora sua cor com a coloração da solução do tubo 2. Você notou que .................................................... Isso ocorreu porque .................................. 5 - Ao tubo 3, adicione cerca de 3 mL de solução de NaOH e agite. Compare a cor obtida com a da solução do tubo 4.Você notou que ........................................................... Isso ocorreu porque ............................................. Explique como o equilíbrio é deslocado em meio ácido e básico, pelo Princípio de Le Chatelier......................... 3ª Parte: Adicionar cerca de 2 mL da solução rosa de Cloreto de Cobalto (II) num tubo de ensaio. Adicionar em seguida, cuidadosamente, cerca de 2 mL de HCl concentrado, lentamente. Interpretar os resultados conforme o equilíbrio abaixo: [Co(H2O)6]2+ + 4 Cl- ⇌ [CoCl4]2- + 6 H2O Cátion hexaquobalto (II) Ânion tetraclorocobalto (II) Você notou que ............................................................................................................................................... 3 - Adicionar cerca de 2 mL da solução de Cloreto de Cobalto (II) num tubo de ensaio e aquecer cuidadosamente no bico de Bünsen. 4 - Deixar o tubo esfriar (se for preciso coloque-o em banho dentro de um béquer com água gelada ). 5 - Coloque o tubo com solução azulada ( ítem 1 ) em banho dentro de um béquer com água gelada. Com o resfriamento dos tubos ( itens 4 e 5 ) é observado ...................................................................................... Sabendo-se que a reação acima (3ª parte), no sentido direto, é endotérmica, explique a mudança de coloração:................................................................................ “Quando um sistema químico em equilíbrio sofre uma perturbação exterior, reage de forma a minimizar a ação dessa perturbação”
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