RELATÓRIO 2

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RELATÓRIO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
Estudo qualitativo do equilíbrio químico
Curso: Engenharia Química (Noturno)
Professora: Eliane Pedrozo.
Objetivo
Demonstrar experimentalmente como a mudança de concentração e de temperatura atuam sobre um equilíbrio químico, de acordo com os princípios fundamentais de Le Châtelier. 
Introdução
Íons complexos
Íons complexos são formados por um átomo metálico envolvido por um número de ânions ou moléculas neutras às quais o metal está ligado. Muitos íons metálicos, particularmente aqueles de elementos de transição (exemplo, Cu2+), são capazes de se combinar com uma ou mais moléculas ou íons para produzir espécies mais complexas chamadas de íons complexos ou simplesmente complexos. As substâncias que se combinam com o íon metálico são chamadas ligantes e, geralmente, são bases de Lewis, elas podem ser: moléculas neutras como H2O e NH3; ânions monoatômicos como Cl- e Br-; ânions poliatômicos como CN- e C2O42-. Um exemplo de íon complexo é o [Cu(H2O)4]2+ e CuC42-. 
Assim, a carga de um íon complexo como estes é a soma algébrica das cargas do ion metálico e dos ligantes.
Equilíbrio iônico
Há duas maneiras de se tratar o equilíbrio envolvendo ions complexos. Uma delas e a mais utilizada é considerar seu equilíbrio de dissociação. Por exemplo, a reação global para o equilíbrio de dissociação do Ag(NH3)2+ pode ser escrita como : 
Ag(NH3)2- (aq) ↔ Ag+(aq) +2NH3(aq).
A constante de equilíbrio para essa reação é chamada constante de instabilidade. Dessa forma, quanto maior é o valor de Kinst, menos estável é o complexo, refletido por sua tendência em se dissociar. Para o íon Ag(NH3)2- a expressão do equilíbrio é .
Em uma reação de equilíbrio químico, o seu deslocamento, ou seja, a diferença de velocidades de formação do produto e dos reagentes é feita através da mudança de temperatura, da concentração de um dos reagentes ou da mudança de pressão. Tal alteração ocorre devido à força externa, a qual faz com que o próprio sistema busque anular a ação da força aplicada. 
Portanto, segundo o Principio de Le Châtelier “Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma alteração na concentração, temperatura ou pressão de um dos componentes, o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação”.
Parte Experimental
Parte 1
Calcula-se a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de solução 0,2 mol.L-1. Pesa-se a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL. Acrescenta-se um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfere-se o sal dissolvido para um balão volumétrico de 100 mL. Repete-se esse procedimento até que não haja mais sulfato de cobre no béquer. Completa-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco). Tampa-se e agita-se o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.
Parte 2
Prepara-se cinco tubos de ensaio, numerados de 1 a 5, em uma estante adequada. Coloca-se em cada tubo, 5 gotas de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0,2 mol.L-1. Dilui-se a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reserva-a para posterior comparação. Adiciona-se às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico concentrado, gota a gota, até não se observar mudanças aparentes. Acrescenta-se ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da solução do tubo 2. Ao tubo 5, adiciona-se ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1-2 gotas). Compara-se e caracteriza-se as cores das soluções nos cinco tubos.
Parte 3
Prepara-se três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, numa estante adequada. Coloca-se 2 mL de solução de sulfato de cobre(II) 0,2 mol.L-1 nos tubos. A solução do tubo 1 serve como padrão de comparação. Adiciona-se cloreto de amônio (NH4Cl) sólido aos tubos 2 e 3 em pequenas porções e sob agitação constante, até observar uma mudança pronunciada da cor da solução. A cor das duas soluções é idêntica. Aquece-se a solução do tubo 3 cuidadosamente (sem ferver) no banho-maria e verifica-se a mudança de cor em relação ao tubo 2. Deixa-se esfriar o tubo 3 e verifica-se a cor da solução.
Resultados e Discussões
Observa-se nos experimentos realizados o seguinte equilíbrio químico:
[Cu(H2O)4]2+ + 4 Cl- CuCl42- + 4 H2O
Soluções aquosas de sais de cobre (II) apresentam coloração azul celeste, característica do íon complexo tetraaquacobre (II). Ao acrescentar íons cloretos à solução, a sua tonalidade muda gradualmente para verde e fica amarelo, devido à formação do íon complexo tetraclorocuprato (II). 
Parte I: 
CuSO4.5H2O = 249,5 g mol-1
Cálculo da massa (m) de CuSO4.5H2O necessária para o preparo da solução:
1000 mL de solução 0,2 mol de CuSO4.5H2O
 100 mL de solução x
 x = 0,02 mol de CuSO4.5H2O
1 mol de CuSO4.5H2O 249,5 g
 0,02 mol m
 m = 4,99g de CuSO4.5H2O
Sulfato de Cobre (II) ou Sulfato Cúprico é um sal que existe sob formas que se diferem pelo grau de hidratação. Na sua forma penta-hidratada (no qual é mais encontrado) ele é azul. Sendo assim, a solução preparada possui coloração azulada.
Parte 2
	A solução contida no tubo 2, ao ser diluída com água destilada, adquiriu uma coloração azul clara, quase incolor. Adicionando-se ácido clorídrico concentrado nos tubos 3 e 4, as soluções adquirem tonalidade amarelada, devido ao deslocamento do equilíbrio para o sentido de formação de tetraclorocuprato (II). No tubo 4, a adição de água destilada deslocou o equilíbrio no sentido de formação de tetraaquacobre (II), modificando a coloração gradativamente para azul claro. 
Observa-se a formação de vapor na parede do tubo 4, o que indica que a reação no sentido indireto (formação do tetraaquacobre (II)) é exotérmica. Sendo assim, é evidente que o sentido direto do equilíbrio estudado é endotérmico.
	A adição de ácido clorídrico no tubo 5 foi somente o necessário para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1 (cerca de 4 gotas). Sendo assim, a solução adquiriu coloração verde claro, devido a presença de ambos os sais.
Parte 3
	A quantidade de cloreto de amônio adicionada às soluções dos tubos 2 e 3, foi suficiente para produzir uma mudança visível de cor em relação ao tudo 1. Desta forma, a presença de ânions cloreto desloca o equilíbrio no sentido de formação de tetraclorocuprato (II), porém, não o suficiente para que a coloração fique amarela. Observa-se, portanto, que a coloração ficou esverdeada, o que evidencia a presença dos dois sais (tetraclorocuprato (II) e tetraaquacobre (II)).
	Ao aquecer a solução do tubo 3, percebe-se que esta adquiriu uma nova tonalidade verde (um pouco amarelada), devido ao deslocamento do equilíbrio no sentido de formação de tetraclorocuprato (II). Evidencia-se, portanto, que o aumento da temperatura deslocou o equilíbrio no sentido direto, comprovando que ele é endotérmico (de acordo com o que foi constatado na parte 2).
Conclusão: 
Os resultados obtidos nos experimentos foram satisfatórios, pois pode-se perceber, na prática, os efeitos da variação de concentração e de temperatura num equilíbrio químico. Pode-se confirmar os conceitos de equilíbrio iônico e de reversibilidade de reações pela observação da mudança de coloração das soluções, todas correspondentes ao princípio de Le Châtelier.
Bibliografia:
BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral volume II. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos Científicos, 1981.