RELATÓRIO EQUILÍBRIo

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PRÁTICA
PROFESSORA: FERNANDA SANTOS DOS ANJOS
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO
“EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE E O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER”
Alunos: Edinaízio Machado Rocha
 Fernanda Amorim Medeiros Patriota
 Michele Mota Sampaio Lopes
Turma: 1 A
Data: 09/04/2013
Juazeiro-Bahia
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA
Equilíbrio químico é o momento em que a proporção entre reagente e produto se mantem constante. Na teoria, as reações ocorrem nos dois sentidos, tanto de reagentes se transformando em produtos, quanto do inverso. Porém, dependendo das condições não se observa o produto de certas reações voltarem a ser reagentes, como no caso da combustão. Tais reações são chamadas de irreversíveis. Embora em tese seja possível transformar carvão em madeira, tal ação não é conseguida na prática. O equilíbrio químico estuda praticamente as reações reversíveis. 
Quando se atinge o equilíbrio não quer dizer que a proporção entre reagente e produto é 1:1. A equação que define o equilíbrio químico é representada da seguinte maneira: (exemplo da formação do trióxido de enxofre a partir de gás oxigênio e dióxido de enxofre). 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
Os colchetes representam o valor da concentração, que geralmente é em mol/L. Kc é uma grandeza que se chama constante de equilíbrio da reação. A grosso modo, a constante de equilíbrio é a divisão ou multiplicação das concentrações dos produtos elevados aos coeficientes estequiométricos pela multiplicação das concentrações dos reagentes, também elevados aos coeficientes estequiométricos. [1] 
Em química, a maioria dos produtos obtidos nas reações pode voltar a serem os reagentes originais da reação dependendo das condições. Onde há uma velocidade de combinação entre os reagentes igual a reação de decomposição dos produtos tem-se um estado de equilíbrio químico e os produtos voltam a formar os reagentes iniciais. 
No ano de 1884 foi enunciada uma ideia que dizia que quando se aplica uma ação num sistema químico equilibrado (pressão, temperatura, concentração) o sistema tende a se deslocar no sentido da reação que neutraliza a ação. Essa ideia proposta por Henri Louis Le Chatelier ganhou credibilidade e hoje é conhecida na química como princípio de Le Chatelier ou princípio de fuga ante a força. 
O princípio de Chatelier ajuda a prever a influência de fatores que possam vir a perturbar o equilíbrio de sistemas químicos. Por exemplo, se um químico faz uma reação a certa velocidade, a reação só será desfeita no caso de uma reação oposta ocorrer em velocidade igual. Em condições normais isso não aconteceria, mas caso haja uma interferência como, por exemplo, um aumento/queda da temperatura, o equilíbrio dessa reação seria alterado. A regra vale para todos os tipos de equilíbrios dinâmicos, físicos, iônicos e químicos. Abaixo estão exemplificados os três tipos mais comuns de variação: Concentração, pressão e temperatura. 
Variação de concentração: Quando se aumenta a concentração de uma das substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que a substancia é transformada, e quando se diminui ocorre que o equilíbrio tende ao sentido em que a reação se forma. 
2 AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq) Ag2CrO4 (s) + 2 KNO3 (aq)
Nessa reação, se por ventura ocorrer um aumento na concentração do AgNO3o equilíbrio se deslocará para a direita. O Nitrato de prata e o cromato de potássio serão consumidos mais rápido e formarão uma maior quantidade de cromato de prata e de nitrato de potássio. O equilíbrio só se restabelece se acontecer uma diminuição da concentração do Cromato de potássio, que deslocará o equilíbrio no sentido dos reagentes e reduz o impacto do aumento do nitrato de prata. 
Variação de pressão: A alteração de pressão só afeta sistemas em equilíbrio que são formados por gases. Chatelier diz que quando a pressão sobre um sistema equilibrado aumenta, a reação é impulsionada no sentido em que a pressão é aliviada. Nesse caso, o efeito da pressão sobre um sistema equilibrado envolvendo líquidos e gases, só se leva em conta a variação do número de moléculas do gás, pois o volume de um mol de substancia gasosa é maior que o de uma substancia líquida ou sólida. 
Variação de temperatura: Como se sabe, as reações podem liberar ou absorver calor (exotérmicas ou endotérmicas). Se uma reação reversível é exotérmica num sentido e endotérmica em outro, se a temperatura aumentar no sistema de equilíbrio, ele vai ser deslocado no sentido endotérmico. A adição de calor desloca o equilíbrio de modo que o calor seja absorvido, favorecendo assim a reação endotérmica, o mesmo vale para o inverso, se houver retirada de calor. [2] 
Equilíbrio químico no dia-a-dia 
Grosso modo é difícil imaginar situações que envolvem o equilíbrio químico na rotina diária das pessoas, mas ela ocorre corriqueiramente sem que a notemos. 
Quando se coloca uma latinha de cerveja no congelador e a deixa lá por muito tempo o normal seria ela estourar lá dentro, porém isso não ocorre devido ao fenômeno chamado de "supercongelamento", ou seja, quando o líquido, no nosso caso a cerveja não congela porque o processo de resfriamento foi rápido o suficiente para manter as moléculas em equilíbrio. Agora, quando se retira a garrafa do congelador e abre-a, consequentemente ela estoura porque diminuímos a pressão no interior da garrafa (que no caso é o sistema) e isso provoca uma perturbação do equilíbrio que aconteceu dentro da garrafa. Esse é um típico caso de fenômeno físico. 
Um bom exemplo de fenômeno químico é o das famosas lentes fotocromáticas, que mudam de cor de acordo com a intensidade da luz. Isso ocorre graças a uma reação química que ocorre dentro das lentes. 
AgCl + Energia Ag + Cl
Quando o cloreto de prata não está na presença de luz dá uma aparência transparente a ela. Porém quando a prata metálica está separada do cloro a aparência que se tem é mais escurecida. Então se pode concluir que quando se aumenta a energia (luz) na lente, o equilíbrio se deslocara para a esquerda e então a lente escurecerá. Já quando cessa a luz, o equilíbrio tende ao favorecimento da formação do AgCl e a lente voltará a claridade normal. Simplificando o princípio de Le Chatelier, pode-se afirmar que quando se aplica uma perturbação a um sistema em equilibro, o sistema tende a provocar um reajuste para diminuir os efeitos da perturbação. 
Outro exemplo de fenômeno químico ocorre nas garrafas de refrigerante. Dentro dela há a reação do ácido carbônico que se decompõe e forma água e dióxido de carbono. Quando se abre uma garrafa de refrigerante ocorre a diminuição de temperatura no interior da mesma, ou seja, há uma perturbação do equilíbrio que havia lá dentro. Outra interferência seria o aumento da temperatura, como no caso de tirar um refrigerante da geladeira e coloca-lo num copo destampado, o líquido irá liberar gás carbônico. Nesses dois casos a perturbação do equilíbrio do sistema e o gosto do refrigerante é modificado. Nota-se isso quando deixamos um refrigerante aberto por muito tempo, o gosto fica diferente por causa da perca de CO2 e consequentemente do H2CO3. 
H2CO3(aq) H2O + CO2(g)
Outros exemplos de equilíbrio químico que passa despercebido é o caso dos dentes ou dos que ocorrem nos pulmões e no sangue, entre outros. [3]
2. OBJETIVOS
O objetivo dessa prática foi verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do estudo de sistemas nos quais ocorre variação de concentração de reagentes.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Na primeira etapa experimental foi colocado 1 mL de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e aos poucos foi acrescentado uma solução de K2CrO4 0,1 M até que não se formou mais precipitado. Foi observada a cor do precipitado e da solução após a adição de cada gota. Deixou precipitar e decantou-se o sobrenadante. O precipitado foi lavado comágua destilada até que a fase aquosa permaneceu incolor. 
Em outro tubo de ensaio foi colocado 1 mL de AgNO3 0,1 M e acrescentou aos poucos a solução de ácido oxálico 0,1 M. Lavou o precipitado até que a fase aquosa permaneceu incolor. 
Logo após foi adicionado 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água, ao tubo contendo o precipitado formado entre prata e oxalato e observou se os íons cromato substituíram os íons oxalato nas condições presentes. 
Realizando esses experimentos acima foi observado o equilíbrio de solubilidade na prática. 
Na segunda etapa experimental foi colocado cerca de 1 mL de cromato de potássio 0,1 M em um tubo de ensaio e adicionado uma gota de ácido nítrico 1 M. O procedimento foi repetido para o dicromato de potássio. A cada tubo adicionou-se NaOH 1 M e conferiu a alcalinidade da solução. Foi verificado se as mudanças observadas nas colorações das soluções são reversíveis, através de adições sucessivas de HNO3 e NaOH. 
Em outro tubo de ensaio colocou-se 2 mL de BaCl2 0,1 M e adicionou cromato de potássio gota a gota até que não se formou mais precipitado. De modo semelhante foi adicionado dicromato de potássio a um tubo contendo 2 mL de cloreto de bário. Adicionou-se 1 mL de HNO3 ao sistema BaCl2/K2CrO4 e 1 mL de NaOH ao sistema K2Cr2O7/BaCl2. Foram anotadas as observações em termos de equilíbrio. 
Colocou-se em um tubo de ensaio 1 mL de uma solução 0,3 M de sulfato de cobre. Acrescentou aos poucos uma solução de HCl concentrado até que a mudança de cor foi completada. Acrescentou-se aos poucos água suficiente para restabelecer a coloração original. Colocou então o tubo de ensaio num béquer com água fervendo e observou a cor depois de transcorrido alguns minutos. Finalmente transferiu o tubo para um tubo de gelo e observou-se após alguns minutos. Todas as observações foram devidamente anotadas. 
Realizando esses experimentos acima foi observado o princípio de Le Chatelier na prática.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Para fins didáticos dividimos os resultados em A e B e suas respectivas divisões A1, A2, A3, B1, B2 e B3.
A) Equilíbrio de solubilidade
A1) 2AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) Ag2CrO4(s) + 2KNO3(aq) 
 ↓ ↓ ↓ 
 Incolor Amarelo Marrom
A2) 2AgNO3(aq)+ H2C2O4(aq) Ag2C2O4(s) + 2HNO3(aq) 
 ↓ ↓ ↓ 
 Incolor Incolor Branco
A3) 
1ª Logo após a decantação, seguimos o procedimento:
Ag2C2O4(s) + K2CrO4(aq) Ag2CrO4(s) + K2C2O4(aq)
A cor do precipitado passou de branco para marrom, indicando que os íons cromato foram capazes substituir os íons oxalato e consequentemente deslocar o equilíbrio.
2ª Ag2CrO4(s) + H2C2O4(aq) X
A cor do precipitado não mudou, logo percebemos que nãohouve substituição dos íons cromato por oxalato. O equilíbrio se manteve.
B) O princípio de Le Chatelier
B1) 1º - K2CrO4(aq) + HNO3(aq) 2KNO3(aq) + H2CrO4(aq) 
 ↓ ↓ 
 Amarelo Incolor
K2CrO4(aq) + H+ K2Cr2O7(aq) + H2O Substância Laranja
K2Cr2O7(aq) + OH− K2CrO4(aq) + H2O Substância amarela
 A adição de ácido ao cromato de potássio, provoca um deslocamento do equilíbrio para a direita, formando o dicromato de potássio (a substância laranja) com caráter ácido. Ao pegar essa mesma substância e adicionar base (NaOH), os íons OH− reagem com os com os íons H+ do ácido, deslocando o equilíbrio para a esquerda, formando o cromato de potássio (a substância amarela) com caráter básico (pH12).
2º - K2Cr2O7(aq) + HNO3(aq) X Substância laranja
 ↓ ↓ 
 Laranja Incolor
K2Cr2O7(aq) + OH− K2CrO4(aq) + H2O Substância amarela
Não houve reação (substituição de íons), o que pode ser visto pela não mudança de coloração, ao adicionar a base (NaOH), os íons OH− reagem com os com os íons H+ já existentes na substância , deslocando o equilíbrio para a esquerda, formando o cromato de potássio (a substância amarela) com caráter básico.
B2) 
1º - BaCl2(aq) + K2CrO4(aq) BaCrO4 (aq) + 2KCl Substância amarela 
 ↓ ↓ ↓ 
 Incolor Amarelo Amarelo
BaCrO4 (aq) + H+ BaCr2O7 + H2O Substancia laranja 
Ao colocar a substancia em contato com o ácido houve deslocamento do equilíbrio para a direita e formou-se o dicromato de bário (de caráter ácido). Com isso houve também mudança de coloração de amarelo para laranja.
2º - BaCl2(aq) + K2Cr2O7(aq) 2KCl + BaCr2O7 substancia laranja 
 ↓ ↓ 
 Incolor Laranja 
BaCr2O7 + OH- BaCrO4 + H2O substancia amarela
Nesse caso, quando se colocou a substancia em contato com a base (NaOH) houve o deslocamento do equilíbrio para a direita e ocorreu a formação do cromato de bário (de caráter básico) que foi percebido pela mudança de cor da substancia.
B3) CuSO4(aq) + 2HCl CuCl2 + H2SO4 
 ↓ ↓ ↓ 
 Azul Incolor Verde 
CuSO4(aq) + 2HCl CuCl2 + H2SO4 + H2O
A adição de água favorece o deslocamento do equilíbrio para a esquerda e consequentemente favorecendo a formação do sulfato de cobre aquoso (CuSO4(aq)) fazendo a substância voltar a ter a tonalidade azul.
CuSO4(aq) + 2HCl CuCl2 + H2SO4 + H2O + aquecimento durante 42 segundos.
O equilíbrio se deslocou para a direita, produzindo mais cloreto de cobre (CuCl2) fazendo a substância ficar novamente verde, com isso percebeu-se que o lado CuCl2 + H2SO4, é endotérmico, ou seja, absorve energia.
CuSO4(aq) + 2HCl CuCl2 + H2SO4 + H2O + resfriamento por 30 segundos
O equilíbrio se deslocou para a esquerda, favorecendo a formação do sulfato de cobre, a substância mais uma vez ficou azul, indicando assim que o lado CuSO4(aq) + 2HCl é exotérmico.
5. CONCLUSÕES
Nesta prática foi possível aprender sobre equilíbrio químico e como ele pode ser afetado e deslocado, de acordo com concentração, temperatura e pressão. Percebeu-se que em diversos casos a mudança de cor de uma mistura entre duas substâncias, indica que houve substituição de íons. Foi verificado também que em uma reação se o equilíbrio for afetado a reação se desloca de modo a compensar a alteração feita. Afirmando assim o equilíbrio de solubilidade e os princípio de Le Chatelier.
6. REFERÊNCIAS
[1] BROWN, T; LEMAY, H.E; BURSTEN. Química: A ciência central. 9ª ed. Pearson, 2005.
[2] Princípio de Le Chatelier - Disponível em <http://www.infoescola.com/quimica/principio-de-le-chatelier/> Acesso em: 06 de abril de 2013, as 09h30min. 
[3] Equilíbrio - Disponível em <http://www.quiprocura.net/equilibrio.htm> Acesso em: 06 de abril de 2013, as 09h50min.
7. QUESTÕES
1) Fale sobre solubilidade de compostos químicos. 
R- Solubilidade é o conjunto de condições que permite que uma substancia consiga dissolver outra. Ao que dissolve chamamos de reagente e ao que é dissolvido denomina-se produto. Existe um ponto em que em condições normais o solvente deixará de dissolver o soluto, esse é o coeficiente de solubilidade, a partir daí não haverá mais dissolução e aparecerá um corpo de fundo no recipiente da solução. Nesse caso a solução é saturada com corpo de fundo. Se a quantidade de soluto for menor que o coeficiente de solubilidade a solução será insaturada e por fim, se a quantidade do soluto for igual ao coeficiente de solubilidade a solução é saturada. Alguns fatores podem alterar o coeficiente como por exemplo o aumento da temperatura. 
2) Quais os equilíbrios ocorridos durante o experimento do item B. Escreva as equações envolvidas. 
K2CrO4(aq) + HNO3(aq) 2KNO3(aq) + H2CrO4(aq) 
K2CrO4(aq) + H+ K2Cr2O7(aq) 
K2Cr2O7(aq) + OH− K2CrO4(aq) 
K2Cr2O7(aq) + OH− K2CrO4(aq) 
CuSO4(aq) + 2HCl CuCl2 + H2SO4 
3) Explique qual o efeito do íon comum em um equilíbrio químico. 
R - O principio de Le Chatelier diz que quando se aplica uma força sobre determinado equilíbrio químico, a sua tendência é se reajustar para minimizaros efeitos dessa força, procurando voltar à situação de equilíbrio inicial. É exatamente isso o que ocorre quando adicionamos a um equilíbrio iônico um íon já existente no meio. Nesse momento o equilíbrio químico da reação será deslocado para o lado esquerdo diminuindo a concentração em quantidade de matéria do íon em questão. Isso sempre acontece e é o fenômeno denominado de Efeito do Íon Comum.É importante ressaltar que o efeito do íon comum só afeta o deslocamento de uma reação em equilíbrio, mas não altera a constante de equilíbrio (Kc), desde que a temperatura seja mantida constante, pois ela só é afetada por uma mudança na temperatura.Além disso, o pH da solução também pode ser alterado: como o equilíbrio é deslocado para a esquerda, diminui-se o grau de ionização do ácido ou da base.