RELATÓRIO 1

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RELATÓRIO
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
Observação experimental do deslocamento de uma reação por meio do estudo de equilíbrio químico
Curso: Engenharia Química (Noturno)
Professora: Eliane Pedrozo
Data: 22/08/2013
Objetivo
Este experimento tem como objetivo relacionar algumas reações com o cotidiano, ilustrando a formação de um dos óxidos ácidos responsáveis pela chuva ácida. Também objetiva-se analisar o equilíbrio químico das reações, assim como o efeito da concentração no equilíbrio químico observado entre os ânions cromato e dicromato e a atuação dos indicadores ácido-base. 
Introdução
2.1 Indicadores de pH
Creditada a W. Ostwald (1894) a primeira teoria sobre os indicadores (teoria iônica dos indicadores) tem como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores sendo a mudança de coloração decorrente do deslocamento do equilíbrio químico. Segundo a teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos – muito raramente reagem com algum reagente de experimentos - cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.
A molécula dos indicadores comporta-se de forma diferente para indicadores ácidos e básicos. Para indicadores ácidos, a molécula possui hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura, assim, em meio ácido (pH<7), a molécula de indicador mantem seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra e apresenta uma certa coloração característica do específico indicador. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador, apresentando uma coloração visível a olho nu diferente. Já indicadores básicos possuem hidroxilas, dessa maneira, em meio alcalino, as moléculas do indicados não se dissociam, enquanto em meio ácido os grupos OH- ionizam-se devido à atração pelo H+, dando uma coloração diferente para a molécula.
No entanto, esta teoria não explica o mecanismo da formação de diferentes cores. Explicado, porém pela teoria cromófora, a qual diz que a coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas.
Os indicadores sofrem influência da temperatura, pois as bases apresentam relativa sensibilidade aos cátions de hidrogênio com o calor, enquanto os ácidos não são muito influenciados. A relativa mudança pode ser notada segundo a tabela a seguir.
	
	Azul de bromotimol
	Fenolftaleína
	Vermelho de metila
	Ponto de viragem a 18 oC
	6,0 - 7,6 pH
	8,0 - 10,0 pH
	4,4 - 6,2 pH
	Ponto de viragem a 100oC
	6,2 - 7,8 pH
	8,0 - 9,2 pH
	4,0 - 6,0 pH
Tabela 1- Mudança do ponto de viragem de acordo com a mudança de temperatura.
2.1.1. Indicador azul de bromotimol
É um indicador ácido-base orgânico sintético. É representado pela fórmula química C27H28Br2O5S, apresenta-se sólido em seu estado puro e em condições ambientes, praticamente inodoro, é parcialmente solúvel em água e solúvel em alguns solventes orgânicos e em soluções alcalinas. Sua estrutura molecular é representada a seguir:
Em meio ácido (nesse caso, abaixo de 6,0), apresenta coloração amarela, enquanto que em meio básico (acima de 7,6), a cor muda para azul. Quando o valor do pH está dentro da faixa de viragem, forma-se uma cor intermediária esverdeada, pois há hidroxilas dissociadas como não dissociadas, ocorrendo a sobreposição do azul com o amarelo – esverdeado.
 FIGURA 1: Molécula. 
2.1.2. Indicador fenolftaleína
Apresenta se normalmente em solução alcoólica como um líquido incolor, é insolúvel em água, porém solúvel em álcool etílico e etanol. Possui densidade de 1,28 g/cm³, e seu ponto de fusão é de 260ºC.
	É utilizada normalmente em titulações, mantém se incolor em soluções ácidas e torna se cor de rosa em solução básica. A faixa de viragem entre o pH 8,2 e pH 9,8.
	
FIGURA 2: Mudança na estrutura molecular de acordo com a forma da molécula.
2.1.3. Papel de tornassol
	Este tipo de papel ao entrar em contato com uma determinada solução muda de cor. Existem dois tipos, o vermelho e o azul, este último em presença de solução ácida, muda de azul pra vermelho, isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos, enquanto isso, papel vermelho, em contato com uma solução básica muda da cor vermelha para a azul.
	A mudança na cor ocorre para variações no pH de 4,5 a 8,3. Este tipo de indicador não é recomendado para titulações, pois há alterações na cor para grandes variações do pH. É comumente utilizado quando se quer determinar simplesmente se a solução é ácida ou básica.
2.2. Equilíbrio Iônico 
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. Este ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema.
	Para determinar quando o sistema atinge o equilíbrio é necessário acompanhar a reação e determinar as concentrações dos reagentes e dos produtos através da retirada de alíquotas do meio reacional, desta forma, quando as concentrações deixarem de variar com o tempo o equilíbrio foi atingido. A figura 3 mostra o resultado de um experimento no qual os resultados da analise a cada hora, dos reagentes A e B e do produto C foram colocados no gráfico em função do tempo. Os reagentes A e B diminuíram com o tempo, enquanto que o produto C foi formado. O equilíbrio foi atingido em aproximadamente 10h de reação.
 
	FIGURA 3.
Existem dois tipos de equilíbrio químico:  Equilíbrio Homogêneo, aquele em que todos os participantes se encontram numa única fase (exemplo:H2(g) + I2(g)  2HI(g)). Equilíbrio Heterogêneo, aquele em que os participantes se encontram em mais de uma fase, a maioria dos gases (exemplo: C(s) + O2(g)  CO2(g)).
No equilíbrio químico também há a classificação e o cálculo do Grau de Equilíbrio (α), o qual Indica a porcentagem em mols de uma determinada espécie que reagiu para estabelecer o equilíbrio.
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	Para promover o deslocamento de um equilíbrio químico, isto é, promover a diferença de velocidades de formação do produto e dos reagentes é necessário mudar a temperatura, a concentração de um dos reagentes ou a mudança de pressão e aguardar para que o equilíbrio se restabeleça novamente. Pois, quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da força aplicada.
	Há também a classificação de um equilíbrio iônico. AB  A+ + B– (eletrólito em solução aquosa), que também é um fenômeno reversível e, assim sendo, atingirá, após determinado tempo, o equilíbrio químico. Chamado agora de iônico por apresentar íons.
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
Adiciona-se 4 gotas do indicador azul de bromotimol a 25,00 mL de álcool etílico em um erlenmeyer. Adicionou-se ao erlenmeyer uma gota de solução de NaOH 1 mol.L-1 e observou-se. 
Parte 2 
Em um béquer de 500 mL contendo 50 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L-1, adicionou-se algumas gotas de indicador fenolftaleína. Prendeu-se um pedaço de papel de tornassol em um bastão de vidro que foi preso na boca do béquer com um elástico. Colocou-se enxofre em pó até a metade de uma tampinha de garrafa, presa por um arame. Levou-se a tampinha até ao fogo até a fusão do enxofre. Colocou-se rapidamente a tampinha dentro do béquer e fechou-o rapidamente com papel alumínio. 
Parte 3
Numerou-se três tubos de ensaio de 1 a 4 e colocou-os em um suporte. Colocou-se no tubo 1, 1 mL de soluçãode K2Cr2O7 0,1 mol L-1; no tubo 2, 2 mL de solução de K2Cr2O7 0,1 mol L-1; no tubo 3, 2 mL de solução de K2CrO4 0,1 mol L-1 e no tubo 4, água . Adicionou-se ao tubo 1, 40 gotas (2 mL) da solução de NaOH 0,1 mol L-1. Comparou-se a cor da solução com a dos outros tubos. Anotou-se a variação observada. Adicionou-se ao mesmo tubo, 40 gotas de HCl 0,1 mol L-1. Agitou-o e o comparou novamente com os outros tubos. Anotou-se a variação. Ao tubo 3, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol L-1. Agitou-o e o observou. Ao tubo de ensaio 2, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol L-1. Agitou-o e o observou. Ao tubo 4, adicionou-se algumas gotas de NaOH 0,1 mol L-1 e fenolftaleína. Colocou-se um canudo no tudo e o assoprou. Observou-se. 
Resultados e Discussões.
Parte 1 
Percebeu-se que ao adicionar o indicador azul de bromotimol à solução de álcool etílico, esta ficou levemente amarelada. Isso ocorreu devido ao baixo caráter ácido do álcool em questão. Quando o hidróxido de sódio foi adicionado ao erlenmeyer, a solução ali presente obteve coloração azul, pois essa base é solúvel no álcool etílico, se dissociando e formando um equilíbrio químico com os íons de sódio e hidroxila. 
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
Parte 2
Inicialmente, a solução de hidróxido de sódio obteve coloração rosa devido ao seu caráter básico. O enxofre fundido reagiu com o oxigênio do ar formando o dióxido de enxofre. Uma parte desse óxido reage novamente com o oxigênio, formando trióxido de enxofre, segundo as reações abaixo:
S + O2 SO2
SO2 + ½ O2 SO3
Esses óxidos ácidos reagem com a água presente no ar, formando o ácido sulfúrico e o ácido sulfuroso, ácidos responsáveis pela chuva ácida. 
SO2 + H2O H2SO3
SO3 + H2O H2SO4
Observou-se que o papel de tornassol obteve coloração avermelhada devido a presença dos óxidos ácidos em forma de vapor dentro do béquer. Os ácidos formados precipitaram na solução de hidróxido de sódio, neutralizando-a e tornando-a ácida. Como consequência, a mistura ficou incolor.
Parte 3
Nos tubos 1, 2 e 3 existe o equilíbrio químico entre o dicromato e o cromato, representado a seguir:
Cr2O7-2 + H2O 2CrO4-2 + H+
Quando o hidróxido de sódio foi adicionado ao tudo 1, diz-se que o equilíbrio químico foi deslocado para a direita, ou seja, no sentido de formação de cromato, o que propiciou uma coloração amarelada a solução. Ao adicionar o ácido clorídrico, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário, ou seja, de formação do dicromato, cuja coloração é alaranjada.
No tudo 2, a adição do nitrato de bário levou a formação do dicromato de bário e do nitrato de potássio (sal solúvel). Observou-se a formação de uma pequena quantidade de precipitado laranja, o dicromato de bário. 
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 KNO3 + BaCr2O7
No tubo 3, a adição do nitrato de bário levou a formação do cromato de bário e do nitrato de potássio. Observou-se a formação de um precipitado amarelo, o cromato de bário.
K2CrO4 + Ba(NO3)2 BaCrO4 + KNO3
A adição de fenolftaleína ao tudo 4 deixou a solução rosa, devido ao caráter básico de hidróxido de sódio. Ao assoprar o canudo, injetou-se CO2 na solução, que em contato com a água formou H2CO3. Dessa forma, formou-se o seguinte equilíbrio:
H2CO3 2H+ + CO3-
Com íons H+ na solução, esta se tornou ácida e, consequentemente incolor. 
Conclusão.
Os resultados obtidos nos experimentos foram satisfatórios, pois foi possível colocar em prática e observar os conceitos de equilíbrio químico e de reversibilidade de reações através da observação da mudança de cor dos indicadores de pH, os quais foram correspondentes ao princípio de Le Châtelier.
Bibliografia:
BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos Científicos, 1981.
BROWN, L. THEODORE. JR, H. EUGENE LEMAY. BURSTEN, BRUCE E. BURDGE, JULIA R. Química, a ciência central. São Paulos: Prentice Hall, 2005. 9ª Edição.
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