EXPERIMENTO 4 - EQUILÍBRIO QUÍMICO

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ÁREA
 1
 
- FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA
Engenharia Ambiental e Sanitária
Engenharia Civil
Engenharia da Computação
Engenharia de Controle e Automação
Engenharia de Produção
Engenharia Elétrica 
Manual de Laboratório
 – Química 
Aplicada à Engenharia
Professores: 
Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Diógenes 
Gramacho
, 
Elecy
 Costa, 
 
Luana Sena, Maricleide Lima e Tatiana Oliveira.25	
4o Experimento – EQUILÍBRIO QUÍMICO - SISTEMA CROMATO/DICROMATO
1) OBJETIVOS
Estudar o conceito de equilíbrio químico a partir do equilíbrio cromato-dicromato;
Verificar a influência da concentração no deslocamento do equilíbrio;
2) INTRODUÇÃO
Quando escrevemos uma equação química para representar uma reação química tendemos a escrevê-la no sentido em que os reagentes são transformados nos produtos, ou seja, no sentido direto:
aA + bB cC + dD
Os produtos, uma vez formados, podem voltar a se transformar nos reagentes originais, considerando o sentido inverso:
cC + dD aA + bB
Se essas transformações ocorrerem num sistema fechado, espontaneamente será alcançado um estado de menor energia, o que chamamos de equilíbrio químico, onde a equação que representa este estado pode ser escrita da seguinte forma:
aA + bB cC + dD
A seta dupla significa que a reação é reversível, ou seja, ocorre nos dois sentidos. 
	
No inicio de um processo reversível, a reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e da formação dos produtos, porém, logo que se formam algumas moléculas do produto, a reação no sentido inverso começa a ocorrer também. Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar com o tempo, o processo atingiu o equilíbrio químico. Todos os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações químicas continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade no sentido da formação dos produtos (sentido direto) e dos reagentes (sentido inverso), mas as suas concentrações se mantêm constantes.
Uma vez estabelecido o equilíbrio químico, este pode ser representado quantitativamente através da constante de equilíbrio (Ke):
Ke = [C]c [D]d
 [A]a [B]b 
Onde:
Ke = constante de equilíbrio em função da concentração dos produtos e reagentes;
[C] = concentração do produto C em mol L-1
[D] = concentração do produto D em mol L-1
[A] = concentração do reagente A em mol L-1
[B] = concentração do reagente B em mol L-1
a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação
OBS: Espécies nos estados sólido e líquido não entram na expressão de Ke, uma vez que suas concentrações praticamente não variam.
Como os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, são passíveis de responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. Fatores como a concentração, temperatura e pressão levam os sistemas a tais mudanças interferindo nas condições de equilíbrio químico. Se uma reação química está em equilíbrio, vai tender a permanecer nesse estado e se a reação química não estiver em equilíbrio vai tender a alcançar o equilíbrio. Esse é o princípio de Le Chatelier, que descreve a busca do sistema em reajustar-se, no sentido de diminuir os efeitos de qualquer perturbação que afete um sistema em equilíbrio.
3) PRINCÍPIOS
	
Uma maneira de acompanhar mudanças em sistemas em equilíbrio é a observação de alterações do meio reacional, como a cor, o que é possível quando existe no equilíbrio, pelo menos, uma espécie colorida. Íons cromato (CrO42-) são amarelos em solução aquosa, enquanto que íons dicromato (Cr2O72-) são alaranjados e a extensão em que uma espécie é convertida em outra depende do pH. Assim, a variação da concentração de íons H3O+ afeta a acidez do meio, deslocando o equilíbrio desse sistema num sentido ou no outro. A reação simplificada é representada a seguir:
2 CrO42- (aq) Cr2O72- (aq) 
 (amarelo) (laranja)
Neste experimento você estudará o equilíbrio químico a partir da predominância do(s) reagente (s) ou do produto (s), observando as possíveis alterações de cor do meio reacional do sistema cromato (CrO42-) /dicromato (Cr2O72-).
4) MATERIAIS E REAGENTES
Vidrarias e Diversos: Tubos de ensaio, proveta de 10 mL ou pipeta volumétrica de 5 mL, conta-gotas ou frascos conta-gotas, béqueres de 50 mL .
Reagentes e Soluções: Soluções de cromato de potássio (K2CrO4) 
1,0 mol L-1, ácido clorídrico (HCl) 6,0 mol L-1, hidróxido de sódio (NaOH) 
6,0 mol L-1, cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol L-1. 
5) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
PARTE I:
Tome um tubo de ensaio limpo e coloque 2,0 mL da solução de K2CrO4 1,0 mol L-1. Acrescente a esta solução, gota a gota, 5 gotas da solução de HCl 6,0 mol L-1. Agite o tubo com cuidado e anote todas as observações. 
Adicione, em seguida, gotas da solução de NaOH 6,0 mol L-1, agite o tubo e anote todas as observações. 
Adicione, novamente cerca de 10 gotas de HCl 6,0 mol L-1 e observe e anote as mudanças.
PARTE II:
Tome outro tubo de ensaio limpo e adicione 2,0 mL da solução de K2CrO4 1,0 mol L-1 e 10 gotas da solução de BaCl2 1,0 mol L-1. Agite o tubo cuidadosamente e anote todas as observações. Verifique a formação de um precipitado amarelo e observe também a cor da solução sobrenadante.
Adicione ao conteúdo do tubo, gota a gota, a solução de HCl 6,0 mol L-1, sob agitação, acompanhando as alterações que vão ocorrendo com o equilíbrio. Assim que perceber que nenhuma mudança está ocorrendo, comece a adicionar a solução de NaOH 6,0 mol L-1, gota a gota, e anote as alterações observadas. 
6) TÓPICOS OBRIGATÓRIOS A SEREM DISCUTIDOS
Os objetivos foram alcançados? Justifique se SIM ou NÃO.
Explique os principais fenômenos observados no experimento.
Os dados e observações obtidos estão de acordo com o esperado 
teoricamente? Justifique.
Considerando a parte I, represente, por meio de uma equação química, a reação que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, considerando que há formação de água.
Considerando a parte II, represente, por meio de uma equação química, a reação que ocorreu e explique porque ocorreu a dissolução do precipitado colorido formado.
Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para as reações das partes I e II.
Explique como as concentrações das espécies presentes influenciou os equilíbrios das partes I e II.
Pesquisar a aplicação dos princípios deste experimento no dia-a-dia (na 
residência, na indústria...).
7- BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. 1ª Edição. Campinas, SP, Editora Átomo, 2008. 
2. BRITO, M.A. et al. Roteiro de QMC 5119 – Introdução ao Laboratório de 
 Química. Florianópolis, UFSC, Departamento de Química, 2011. 
3. ARAÚJO, I. Equilíbrio Químico. Disponível em http://web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf. Acessado em 17 de dezembro de 2011.
 
Manual de Laboratório de Química	 Aplicada à Engenharia Profª Angela Costa 2013-1