Relatorio 7 equilibrio quimico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E APLICADAS 
 
 
 
 
Turma: 32 
Cássio Luiz Ferreira Cruz 
Ediene Monteiro Romão 
Elielson Batista Oliveira 
Professora: Dr. Karla M. Vieira 
Técnico: Reginaldo J.M. Moreira 
Data:14/07/2016 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA DE QUÍMICA GERAL PRÁTICA VII: EQUILIBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 João Monlevade-MG 
Julho de 2016 
1 - INTRODUÇÃO 
 
Um equilíbrio químico forma-se quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação inversa. Nesse ponto, as concentrações individuais dos reagentes e dos produtos mantêm-se constantes, mas elas não são necessariamente iguais.
Algumas perturbações podem ser realizadas no sistema a fim de deslocar o equilíbrio, tais como a variação da concentração, da pressão e da temperatura. O princípio de Le Chatelier diz que quando se aplica alguma perturbação externa sobre um sistema químico em equilíbrio, ele irá se deslocar de forma a minimizar tal perturbação. Um aumento na temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido que absorva calor, isto é, para a reação endotérmica. Por outro lado, a diminuição da temperatura favorecerá o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
 
2 - OBJETIVOS 
Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;
Reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier.
 
3- PROCEDIMENTOS 
 
1. Foi colocado o pedaço de fio de cobre dentro de um balão volumétrico;
2. Adicionou-se 1,5mL de ácido nítrico 6 mol/L junto ao cobre;
3. Fechou-se o balão volumétrico bem e observamos a formação de um gás de coloração amarronzado;
4. logo após o gas ter ocupado todo o ambiente interno do balão, cuidadosamente foi retirado a solução formada no fundo de maneira a evitar que o gás saísse. Colocamos o balão no banho de gelo e observamos;
5. Por último, colocamos a garrafa na água fervendo e observamos novamente o que aconteceu.
 
4 - RESULTADOS E DISCUSSÃO 
O cobre metálico reage com o ácido nítrico a quente, em presença de oxigênio, e forma o dióxido de nitrogênio (NO2):
3Cuo(s) + 8HNO3(aq) →3Cu(NO3)2(aq) +2NO(g) +4H2O(l)
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
Na imagem é mostrado o fio de cobre em solução de ácido nítrico. Veja a formação do dióxido de nitrogênio, o gás de cor amarronzado, parecida com a cor de um tijolo.
Reação entre cobre e ácido cítrico com formação do gás dióxido de nitrogênio
Assim que a reação começou no experimento em questão, essa cor do gás ficou bem forte no sistema. Com o passar do tempo, porém, ocorreu a dimerização do NO2 e a formação do N2O4, que é um gás incolor e, por isso, a intensidade da coloração do gás diminuiu, mas não chegando a ficar totalmente incolor, pois é uma reação reversível, ocorrendo reação também no sentido de formação do regente NO2. Assim, em temperatura ambiente, quando o sistema atingiu o equilíbrio, a coloração do gás ficou um tom laranja mais claro.
Agora quando colocamos a garrafa no banho de gelo, observamos que o sistema vai ficando incolor. Pelo Princípio de Le Chatelier já mencionado, quando se diminui a temperatura, favorece-se o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). No caso em questão, sabemos que é a reação direta, de formação do N2O4, pois ele é o gás incolor. Temos, então, que a obtenção do gás N2O4 é um processo exotérmico:
NO2(g) N2O4(g) ∆H < 0
Por outro lado, quando colocamos a garrafa na água fervendo, a coloração castanho-avermelhada fica mais intensa, mostrando que houve um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa, de formação do NO2, e que, portanto, essa reação é endotérmica.
5 - CONCLUSÃO 
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o princípio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas, uma vez que, ao mergulharmos o balão volumétrico em banho de água gelada, o equilíbrio mudou e o gás ficou incolor, e analogamente ao colocarmos em água fervente o gás ficou amarronzado novamente.
 
6– REFERÊNCIAS 
 
1. Apostila de Aula Prática de Química Geral, aula prática VII: Equilíbrio Químico. 2016 (Desenvolveu o tópico 3-Procedimentos)
2.FOGAÇA, Jennifer. Obtenção de um Equilíbrio Químico. Disponível em: <http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/obtencao-um-equilibrio-quimico.htm>. Acesso em: 2 de julho. 2014. (Desenvolveu o tópico 4-Resultados e discussão)