Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
JOÃO PAULO DE SALES PIMENTA
LUCAS BESSAS 
EXPERIÊNCIA 5: EQUILÍBRIO QUÍMICO
BELO HORIZONTE
2017
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 3
2 OBJETIVOS ............................................................................................................. 4
3 MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................... 4
4 PROCEDIMENTOS ................................................................................................. 5
	4.1 Procedimento 1 ......................................................................................... 5
	4.2 Procedimento 2 ......................................................................................... 6
	4.3 Procedimento 3 ......................................................................................... 6
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................................................................... 7
	5.1 Prática 1 ..................................................................................................... 7
	5.2 Prática 2 ..................................................................................................... 7
	5.3 Prática 3 ..................................................................................................... 7
6 CONCLUSÃO .......................................................................................................... 8
7 REFERÊNCIAS ....................................................................................................... 8
	
1 INTRODUÇÃO
Quando tratamos de sistemas químicos reversíveis, toda as espécies envolvidas na reação podem ser tratadas como produto ou reagente, por exemplo:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)		velocidade 1 (v1)
	2 HI (g) H2(g) + I2(g)		velocidade 2 (v2)
Nessa reação, tanto H2(g) + I2(g) quanto 2 HI(g) podem ser considerados reagentes, isso depende do sentido adotado, assim as reações nunca cessam e o equilíbrio é dinâmico. Para que haja equilíbrio em um sistema, a velocidade no sentido direito tem que ser igual à do sentido inverso. Para sistemas com reagentes ou produtos gasosos, o equilíbrio só é possível sem sistema fechado. 
v1 = k1 [H2][I2]
v2 = k2 [HI]2
No equilíbrio temos que v1 = v2
k1 [H2][I2] = k2 [HI]2
Vários fatores podem alterar o estado equilíbrio de um sistema, alguns deles são: temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esse deslocamento é previsto pelo princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de contrabalancear esta ação. ”
Por exemplo: se a concentração de iodo aumentar no sistema anterior, a velocidade v1 será favorecida. Após restabelecer o novo equilíbrio, a concentração de I2 e HI serão mais elevadas e a concentração de H2 será menor, entretanto, K terá o mesmo valor.
2 OBJETIVOS
	Verificar, experimentalmente, o princípio de Le Chatelier. 
3 MATERIAIS E REAGENTES
Estante para tubos de ensaio;
Tubos de ensaio (4);
Béquer de 50 mL;
Béquer de 100 mL;
Chapa de aquecimento;
Pinça de madeira;
Pipeta graduada de 10,00 mL ± 0,05 mL;
Proveta de 5 mL; 
Pêra;
Frasco para resíduo.
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 0,3 mol L-1 (2 mL);
HCl conc. (2 mL);
CoCl2 (solução hidro-alcoólica) (4 mL);
Solução alcoólica de fenolftaleína.
4 PROCEDIMENTOS
	
	4.1 Procedimento 1 
Separou-se três tubos de ensaio limpos em um suporte e com o auxílio de uma pipeta injetou-se 2 mL de K2Cr2O7 de solução 0,05 mol L-1 em dois dos três tubos, sendo que visivelmente, essa solução era laranja. No último tubo, colocou-se 2 mL de K2Cr2O7 de solução 0,05 mol L-1, essa, no entanto, possuía a cor amarela.
Na seção a seguir estão os resultados que anotamos a cada reação feita nas soluções.
No tubo que continha a solução com íons dicromato (K2Cr2O4), adicionou-se 0,5 mL, nesse caso, 10 gotas da solução de NaOH 1 mol L-1. Comparou-se a cor com a dos outros tubos e anotou-se a variação observada.
No mesmo tubo, adicionou-se 1 mL ou 20 gotas de HCl de 1 mol L-1, em seguida, agitou-se e comparou-se, novamente, a cor com a dos outros tubos, tendo em mente que, a diluição influência na forma em que a coloração se apresenta, podendo ser mais escura ou clara.
A equação a seguir é a equação dessa reação, tendendo ao lado direito:
Adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 de solução 0,5 mol L-1 no tubo de ensaio com K2CrO4 0,05 mol L-1, ou seja, no tubo com a solução amarela. Agitou-se e comparou-se para observar se houve formação de precipitado ou não. 
No tubo contendo apenas K2Cr2O7, repetiu o mesmo procedimento.
Descartou-se os resíduos em um frasco devidamente separado para esses compostos.
	 
4.2 Procedimento 2
Separou-se um tubo de ensaio e adicionou-se 2 mL de água, 3 gotas de solução de amônia 0,5 mol L-1 e uma gota de solução de fenoftaleína.
Despejou-se esta solução sobre um pano branco que se encontrava na mesa do laboratório, enrolou-se o pano até tomar um formato cilíndrico e o balançou por 5 minutos. Anotando a variação que houvesse.
4.3 Procedimento 3
 Azul			 Vermelho
 Como esse experimento, faz uso do aquecedor. Deixamos o ligado no aquecimento e termostato para poupar tempo.
Com a ajuda de uma pipeta colocou-se 2ml da solução vermelha em um tubo de ensaio. Cuidadosamente, fomos até a capela e adicionamos HCl concentrado até percebermos qualquer variação. Anotou-se a variação e em seguida, adicionou-se lentamente H2O destilada até apresentar qualquer mudança macroscópica, anotou-se, novamente, a variação. 
Para realizar o banho-maria, adicionou-se água em um béquer de 250 mL e o colocou em cima do aquecedor. Com a ajuda de uma pinça de madeira, pregou-se o tubo de ensaio e o colocou de maneira que as extremidades da pinça se apoiasse nas laterais do béquer, fazendo com que o tubo ficasse em contato com a água quente.
Ao perceber a variação, anotou-se o resultado e o retiramos para resfriá-lo em água corrente. Mais uma reação ocorreu, sendo assim, anotou-se o resultado. Descartou-se os resíduos em um frasco devidamente separado para esses compostos.
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1 Prática 1
	
Ao adicionar NaOH ao tubo que continha dicromato, a solução ficou com uma coloração amarela, pois há aumento de OH na solução, deslocando para o sentido inverso.
A coloração volta a sua cor inicial, pois a adição de HCl na solução, fornece H+, favorecendo o sentido direto da reação.
Nos dois tubos, a solução tornou-se turva, o que indica a formação de precipitado. Apesar do cromato de potássio ser solúvel, houve formação de precipitado, isso ocorreu pois não está em proporções estequiométricas. Todavia, no tubo com dicromato, apesar da solução ter ficado turva, não foi possível ver o precipitado, conclui-se que foi solubilizado.
	
5.2 Prática 2 
	
Ao agitar o pano branco que tinha a solução de amônia, a solução evaporou (tornou-se volátil) e o pano ficou branco novamente. O equilíbrio químico deslocou-se para o sentido inverso. Ao agitar o pano, a vizinhança fornece energia para o sistema, através da energia cinética, logo, o sentido endotérmico é favorecido, no caso, o sentido inverso.
5.3 Prática 3
	
Ao adicionarmos HCl concentrado na solução, ela ficou azul, isso ocorreu porque houve um aumento do íon Cl- na solução, favorecendo o sentido inverso. Quando adicionamos H2O, o equilíbrio químico volta a ficar no sentido direto, por isso, a coloração volta a ficar vermelha, entretanto, ficou mais clara que o inicial, por ter se diluído um pouco. 
Ao aquecer o sistema, a solução torna-se azul novamente, pois é favorecido o sentido inverso, uma vez que o sentido direto é exotérmico. Ao resfriar a solução, ela voltaa ficar com coloração vermelha, já que o equilíbrio se desloca para o sentido exotérmico, sentido direto nesse caso.
	
6 CONCLUSÃO
O experimento conseguiu concluir que o princípio de Le Chatelier é válido, assim como o equilíbrio em reações reversíveis. De fato, a mudança de temperatura e de concentração favorece a formação de espécies “diferentes”, ora as espécies do lado direito, ora do lado esquerdo, variando de acordo com as condições da reação. Além disso, foi uma experiência importante para notar visivelmente as reações reversíveis, através da mudança de coloração foi possível notar qual dos lados estavam sendo favorecidos. 
7 REFERÊNCIAS
CHANG, Raymond. Química Geral - Conceitos Essenciais. 4ª edição:
Editora McGraw-Hill, 2007.
TRINDADE, D.F.; ... “Química Básica Experimental”;
Editora Parma Ltda., 1981.
GIESBRECHT, E.; “Experiências de Química Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”;
Editora Moderna, 1979.