RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 5

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EXPERIMENTO 5 – EQUILÍBRIO QUÍMICO
INTRODUÇÃO
No século XIX o químico Le Chatelier demonstrou que um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos da variação da temperatura, pressão e concentração. Surgiu então o princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se, ou adaptar-se, de modo a reduzir o efeito perturbador, restabelecendo a condição de equilíbrio”. Tal princípio é muito útil para prever como sistemas em equilíbrio podem responder a vários tipos de perturbações.
A formação de substâncias em uma equação química pode ocorrer nos dois sentidos, à formação de produtos a partir dos reagentes, e a voltas desses produtos a reagentes, a este sistema damos o nome reversível. Dizemos que um sistema está em equilíbrio quando a velocidade no sentido de formação dos produtos é igual à velocidade do sentido contrário, e a composição da mistura de reação é constante. [1].
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D:
aA+bB  ⟺  cC + dD
Inicialmente, observando uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam.  A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, cresce continuamente com o tempo. A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a igualdade. Nesse momento as substâncias A e B se formam na mesma velocidade em que são consumidas. As concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Este é o instante no qual a mistura reacional atingiu o equilíbrio. [3].
OBJETIVOS
Estudar sistemas em equilíbrio químico: verificação experimental do princípio de Le Chatelier.
MATERIAIS
1 suporte para tubos de ensaio; 
5 tubos de ensaio; 
2 béqueres de 50 mL;
1 béquer de 250 mL; 
1 chapa de aquecimento; 
1 pinça de madeira; 
2 pipetas graduadas de 10 mL; 
1 proveta de 5 mL; 
1 pêra; 
frasco para resíduo.
REAGENTES
Soluções aquosas de:
K2CrO4 0,05 mol L-1 (2 mL);
K2Cr2O7 0,05 mol L-1 (8 mL);
NH4OH 0,5 mol L-1 (2 mL);
HCl 1 mol L-1; NaOH 1 mol L-1; Ba(NO3)2 0,03 mol L-1 (2 mL);
HCl concentrado (2 mL); 
CoCl2 (solução hidro-alcoólica) (4 mL);
Solução alcoólica de fenolftaleína.
RESULTADOS E DISCUSSÃO [2].
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ↔ Cr2O72-(aq) + H2O(l)
No tubo de ensaio em que foi colocada 2 mL da solução de íons dicromato 0,05 mol.L-1, que possuía coloração alaranjada, foram colocadas 10 gotas da solução de NaOH 1 mol.L-1. Logo foi notado que a solução deixou de ser alaranjada e passou a ter coloração amarelada.
O equilíbrio químico da reação é em função da quantidade de íons H+. Foi acrescentada uma solução de caráter básico, ou seja, com predomínio de íons OH- sobre H+. Ao acrescentar a solução básica, o equilíbrio do sistema foi quebrado, e o sentido da reação que consumia íons H+ passou a ser favorecido. Com finalidade de recuperar o equilíbrio, o sistema começou a reagir no sentido contrário ao favorecido, o sentido de formação de íons cromato, por isso a solução passou a ter coloração amarelada, característica do íon cromato. 
Ao mesmo tubo foi acrescentada 1 mL de solução 1 mol.L-1 de HCl. A solução foi agitada, foi notado que a solução voltou a ficar alaranjada, e percebeu-se que havia uma substância sólida branca precipitando.
Mais uma vez o equilíbrio do sistema foi afetado, desta vez ao ser adicionada a solução ácida de HCl, a reação favorecida foi a de formação de H+, por conter agora maior concentração do íon. O equilíbrio foi deslocado para a neutralização (formação de H2O), o sentido de formação de íons dicromato, que possui coloração alaranjada. O precipitado formado era simplesmente NaCl, produto das duas soluções que foram acrescentadas ao sistema, NaOH e HCl.
No tubo contendo a solução de K2CrO4, foram adicionadas 2 gotas de solução de Ba(NO3)2, agitou-se o tubo e foi notada a formação de precipitado. No tubo contendo K2Cr2O7 também foram acrescentadas 2 gotas de solução de Ba(NO3)2, porém aparentemente nada mudou. Porém, estudando os dados fornecidos, concluiu-se que havia formado precipitado nos dois tubos, mas um deles era pouquíssimo solúvel (BaCrO4, solubilidade: 8,5 x 10-11 mol.L-1) e outro em completamente solúvel em água (BaCr2O7, solúvel).
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) ; ∆H < 0
Em um tubo foi adicionado 2 mL de água, em seguida foi acrescentadas 3 gotas de solução de amônia, e uma gota de solução de fenolftaleína. Em seguida despejou-se a solução sobre o nosso jaleco, e ao passar do tempo notou-se que a mancha que era rosa desapareceu. Esse efeito de desaparecimento da substancia é muito conhecida como ‘Sangue do Diabo’. Ao acrescentar a solução de amônia na água, o sentido do equilíbrio foi alterado, a reação de formação de amônio foi favorecida, como na formação de amônio a concentração do íon OH- sobrepõe a do íon H+, o meio fica básico, por isso a fenolftaleína fica rosa. 
Para reestabelecer o equilíbrio, o sistema começa a favorecer o sentido contrário ao que foi favorecido artificialmente antes. Por isso, ao ser despejado sobre um pano a solução após um tempo, a mancha deixa de ser rosa e passa a ser incolor. O tecido seca rapidamente porque a formação de amônia está sendo favorecida no momento e como ela é muito volátil, a amônia acaba evaporando e dispersando pelo ar.
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
 [CoCl4]2-(alc) + 4 H2O(l) ↔ [Co(H2O)4Cl2](alc) + 2Cl-(aq) ; ∆H<0 Azul Vermelho
Em um tubo colocou-se 40 gotas da solução vermelha e em seguida foi adicionado HCl concentrado até observar uma mudança, que foi a solução deixar de ser vermelha e tornar-se azul escuro. Lentamente acrescentou-se água destilada até que foi observada a mudança de cor novamente, tornando a ficar vermelha. Após, aqueceu-se o tubo em banho-maria e depois de um tempo foi observada a solução no interior do tubo ficar azul escuro novamente. 
Ao acrescentarem o ácido, a concentração de íons Cl- aumentou, favorecendo o sentido de formação da solução vermelha. Em contrarresposta o sistema a fim de recuperar o equilíbrio começou a favorecer a formação da solução azul, até que fosse reestabelecido o equilíbrio. Na solução, agora com sua coloração azul, foi adicionado aos poucos água destilada. O equilíbrio foi afetado novamente, mas agora o sentido de formação da solução azulada foi favorecido com o acréscimo de água, e em contrarresposta o sistema favoreceu a formação da solução avermelhada a fim de que fosse recuperado o equilíbrio químico do sistema, tornando-se a ter a coloração vermelha.
CONCLUSÃO
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o principio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provouse o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas. O efeito da pressão não pode ser evidenciado na pratica uma vez que para realizar tal experimento seria necessário um aparato indisponível no laboratório de realização da prática.
REFERENCIAS
[1]. ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2001.
[2]. RUSSELL, John. B. Química Geral,Volume I, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil – 1994.
[3] http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-constante-de-equilibrio.html 
UFMG - UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Relatório de Química Experimental
	
Equilíbrio Químico
Bancada: Bárbara Júnia V. Silva
 Ana Karoline Sena
Professora: Renata Diniz
Turma: FA1 – Farmácia- Diurno	
Belo Horizonte
2016