Relatório de Química Prática - Prática 9 - Equilíbrio Químico - UFOP

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO - UFOP
Instituto de Ciências Exatas e Biológicas
Departamento de Química
Sabrina Penna Carvalho
Thiago Rodrigues Amorim
PRÁTICA XI:
Equilíbrio Químico 
Ouro Preto
22/07/2016
OBJETIVOS
Caracterizar o estado de equilíbrio de alguns sistemas e reconhecer os fatores que alteram o equilíbrio químico pelo Princípio de Le Châtelier.
INTRODUÇÃO
O princípio necessário para existir equilíbrio químico em uma solução é a reversibilidade da reação envolvida, isto é, a reação ocorre tanto no seu sentido direto como no inverso.
Em uma situação de equilíbrio químico, as velocidades das reações direta e inversa são iguais. Como consequência, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes após um determinado intervalo de tempo. Uma vez representando o equilíbrio químico, isso indica que temos duas reações ocorrendo ao mesmo tempo. Chamamos de reação direta aquela que acontece no sentido da produção de produtos. A outra reação, denominada reação inversa, é aquela que ocorre no sentido da produção de reagentes.
O valor da constante de equilíbrio (Kc) é obtido a partir das concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. 
aA        +        bB                 cC        +        dD
A equação da constante de equilíbrio (Kc) é dada por:
Kc = [C]c . [D]d
        [A]a . [B]b
É importante ressaltar que as concentrações de sólidos e líquidos puros são omitidas nessa equação.
Quando um sistema atinge o equilíbrio químico, ele tende a permanecer nesse estado desde que não ocorra nenhuma perturbação externa. Le Châtelier quando estudou os sistemas em equilíbrio e o que poderia afetá-los, chegou a seguinte conclusão experimental: quando se provoca uma perturbação sobre o sistema em equilíbrio, ele tende a se deslocar no sentido de fuga frente à ação aplicada (tende a anular a ação aplicada), tentando se ajustar a uma nova situação de equilíbrio. São fatores que influenciam no deslocamento de equilíbrio: variação de pressão, temperatura e/ou concentração de reagentes e produtos. Uma observação importante é que um catalisador não desloca o equilíbrio, pois aumenta igual e simultaneamente ambas as velocidades, apenas faz com que o equilíbrio seja alcançado mais rapidamente.
 
PARTE EXPERIMENTAL
Os materiais utilizados foram: 6 tubos de ensaio, suporte para tubos de ensaio, água destilada (H2O), soluções de nitrato de bário (Ba(NO3)2), dicromato de potássio (K2Cr2O7), cromato de potássio (K2CrO4), cloreto de cobalto II (CoCl2), ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH).
Procedimentos:
Sistema 1:
2 CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
 (amarelo)	 (alaranjado)
Experimento 1
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 10 gotas da solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7), que possui cor alaranjada, e 10 gotas da solução de hidróxido de sódio (NaOH). Agitou-se até observar a mudança na coloração do sistema. Em seguida, foram adicionadas 10 gotas da solução de ácido clorídrico (HCl) e agitou-se até observar a mudança na coloração do sistema.
Experimento 2
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 10 gotas da solução de cromato de potássio (K2CrO4), que possui cor amarela, e 10 gotas da solução de ácido clorídrico (HCl). Agitou-se até observar a mudança na coloração do sistema. Em seguida, foram adicionadas 17 gotas da solução de hidróxido de sódio (NaOH) e agitou-se até observar a mudança na coloração do sistema.
Experimento 3
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 10 gotas da solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7), que possui cor alaranjada, e 2 gotas da solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2). Agitou-se até observar a mudança no aspecto do sistema.
Experimento 4
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 10 gotas da solução de cromato de potássio (K2CrO4), que possui cor amarela, e 2 gotas da solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2). Agitou-se até observar a mudança no aspecto do sistema. 
Sistema 2:
[Co(H2O)2Cl2] + 4 H2O [Co(H2O)6]2+ + 2Cl- ΔH< 0
 (azul)		 (rosa)
Experimento 5
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 20 gotas da solução de cloreto de cobalto II (CoCl2), que possui cor rosa claro. Em seguida, esse tubo foi depositado em um béquer com água quente e agitou-o. Após a observação na mudança na coloração do sistema, colocou-se o tubo de ensaio em contato com água corrente, resfriando-o, até verificar a mudança na coloração. Na capela, adicionou-se, cuidadosamente, algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) concentrado na solução de cloreto de cobalto II (CoCl2) e observou-se a mudança na coloração. Na sequência, adicionou-se água ao tubo e verificou-se a alteração na coloração do sistema. 
RESULTADOS EXPERIMENTAIS E DISCUSSÃO 
Sistema 1:
2 CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
 (amarelo)	 (alaranjado)
Experimento 1
Ao adicionar a solução de hidróxido de sódio (NaOH) em um tubo de ensaio contendo dicromato de potássio (K2Cr2O7), foi observada a mudança na coloração do sistema para amarelo. Em seguida, ao adicionar a solução de ácido clorídrico (HCl), observou-se a mudança na coloração para alaranjado.
Quando a solução de hidróxido de sódio (NaOH) é adicionada, a reação favorecida é aquela que irá produzir a espécie amarela – o cromato, a fim de se minimizar a perturbação gerada ao sistema. Quando se adiciona o ácido clorídrico (HCl), a reação favorecida é aquela que produzirá a espécie alaranjada – o dicromato.
Experimento 2
Ao adicionar a solução de ácido clorídrico (HCl) em um tubo de ensaio contendo cromato de potássio (K2CrO4), foi observada a mudança na coloração do sistema para alaranjado. Em seguida, ao adicionar a solução de hidróxido de sódio (NaOH), observou-se a mudança na coloração para amarelo.
Quando a solução de ácido clorídrico (HCl) é adicionada, a reação favorecida é aquela que irá produzir a espécie alaranjada – o dicromato, a fim de se minimizar a perturbação gerada ao sistema. Quando se adiciona o hidróxido de sódio (NaOH), a reação favorecida é aquela que produzirá a espécie amarela – o cromato.
Experimento 3
Ao adicionar a solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2) em um tubo de ensaio contendo dicromato de potássio (K2Cr2O7), foi observada a mudança no aspecto do sistema para leitoso com possibilidade de formação de precipitado, a coloração permaneceu alaranjada. 
Experimento 4
Ao adicionar a solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2) em um tubo de ensaio contendo cromato de potássio (K2CrO4), foi observada a mudança no aspecto do sistema para leitoso com possibilidade de formação de precipitado, a coloração permaneceu amarela. 
Sistema 2:
[Co(H2O)2Cl2] + 4 H2O [Co(H2O)6]2+ + 2Cl- ΔH< 0
 (azul)		 (rosa)
Experimento 5
Ao depositar o tubo de ensaio contendo cloreto de cobalto II (CoCl2) em um béquer com água quente, observou-se a mudança na coloração do sistema para azul. Em seguida, ao colocar o tubo de ensaio em contato com água corrente, verificou-se a mudança na coloração para rosa. Na capela, após adicionar algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) concentrado, observou-se a mudança na coloração para azul. E, finalmente, ao adicionar água destilada ao tubo, foi verificada a alteração na coloração do sistema para rosa. 
A reação direta é exotérmica, com isso, ao aquecer o sistema há um deslocamento no sentido inverso, ou seja, no sentido endotérmico, para absorver o calor cedido ao sistema, produzindo mais reagentes e alterando a cor para azul. Em seguida, o tubo foi resfriado com água corrente e percebeu-se que voltou para a cor inicial, rosa, notando-se, então, que com isso ocorreu o inverso da etapa anterior, ao perturbar o equilíbrio foi preciso que esse fosse retomado, havendo o deslocamento para o sentido direto, o exotérmico.No terceiro passo, adicionou-se, algumas gotas de HCl, ocorrendo uma nova perturbação ao sistema, sendo preciso, dessa forma, que o equilíbrio se deslocasse a fim de neutralizá-la, considerando que aumentou a concentração de Cl-, o equilíbrio deslocou-se para a esquerda, consumindo o excesso desse íon e retomando para a cor azul. Já no quarto e último passo, adicionou-se água à reação, fazendo com que aumentasse a concentração de um dos reagentes; com isso, o sistema deslocou-se para a direita, a fim de consumir esse excesso, logo se tornou novamente rosa.
6. CONCLUSÕES
O objetivo da prática foi alcançado, pois foi possível verificar experimentalmente a existência do equilíbrio químico, que é a situação na qual as concentrações dos participantes da reação permanecem constantes, pois as reações direta e inversa estão se processando com velocidades iguais. 
Durante a prática foi possível observar o Princípio de Le Châtelier, onde o estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações na temperatura, pressão e concentração dos reagentes e/ou produtos. Quando esse sistema em equilíbrio é submetido a uma perturbação, o equilíbrio se desloca no sentido que tende a anular ou contrabalancear essa ação.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, Theodore L. et al (2005), Química – A Ciência Central, São Paulo, Pearson Education do Brasil, 9º edição, pg. 165 e166.
TRINDADE, D. F.; OLIVEIRA, F. P.; BANUTH, G. S. & BISPO, J. G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda; São Paulo (1981).
ANEXO
Questionário:
(Vide apostila de Química Geral Engenharias)
3.1 - Como o sistema reagiria com:
Abaixamento da temperatura: o equilíbrio se deslocaria para o sentido inverso.
Adição de um reagente específico para A: o equilíbrio se deslocaria para o sentido direto.
3.2 - 
a) O equilíbrio se deslocaria para o sentido direto.
b) O equilíbrio se deslocaria para o sentido inverso.
c) O equilíbrio se deslocaria para o sentido direto.
3.3 - A dissolução de H2SO4 é um processo exotérmico. A dissolução será mais rápida ou mais lenta, se aquecermos a solução? Por quê?
A dissolução seria mais lenta, pois fornecendo calor a uma solução com entalpia negativa (exotérmica), o equilíbrio seria deslocado para o sentido inverso, dificultando, assim, a formação dos produtos.