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FACULDADE NORTE CAPIXABA DE SÃO MATEUS ENGENHARIA QUÍMICA BRIGIDA SACONI ZANELATO ITALO ASSIS PRATES DE ALMEIDA KATRINE RIBEIRO CONCHAVO RELATÓRIO Nº 01 – PRINCÍPIOS EXPERIMENTAIS DE LÊ CHATELIER. SÃO MATEUS 2017 2 BRIGIDA SACONI ZANELATO ITALO ASSIS PRATES DE ALMEIDA KATRINE RIBEIRO CONCHAVO RELATÓRIO Nº 01 – PRINCÍPIOS EXPERIMENTAIS DE LÊ CHATELIER. Trabalho acadêmico apresentado à disciplina de Química Geral 2, do curso de 4º Engenharia Química da Faculdade Norte Capixaba de São Mateus, como requisito parcial à obtenção de nota na avaliação bimestral. Professor: Felipe Oliveira. SÃO MATEUS 2017 SUMÁRIO: 3 RESUMO Os conceitos de equilíbrio químico restringem a sistemas reversíveis, donde o equilíbrio é estabelecido quando á velocidade de reação direta e equivalente á inversa, mantendo inalterado a formação de reagentes e produtos em um sistema fechado. Á analise supracitada pode sofrer variações devido a perturbações externas, como variação da temperatura, pressão e concentração. Tais perturbações podem ser prevista pelo principio de Lê Chatelier. “Quando um sistema é disposto a interrupções externa, o equilíbrio desloca de maneira á contra balancear a ação”. No experimento exploraremos como “objeto de analise”, o comportamento das soluções de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L, dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L; quando exposto a um meio acido é base. Com finalidade de visualizar o comportamento das reações no equilíbrio; os conceitos serão desenvolvidos em torno da variação da concentração descrita por Chatelier. Ao examinar reação entre íons, a condição de equilíbrio do sistema será interferido com uma solução aquosa de nitrato de bário Ba(NO3 )2 0,1 mol/L. Onde torna-se possível prever a formação de sais insolúveis, denominado como precitados. Observação; a verificação experimental tem base qualitativa, o experimento e maneira de decodificar um grande campo analisado. OBJETIVO Com está atividade experimental, tem-se o objetivo de compreender o principio da Lei de Le Chatelier, assim podendo comprova-la através das precipitações que serão formadas na experiência, buscando o equilíbrio químico. Também busca através da titulação mostrar o calculo estequiométrico, e assim podendo calcular a constante de equilíbrio da reação titulada. INTRODUÇÃO Nem todas as reações químicas acontecem em um único sentindo; considerando um sistema reversível, podemos definir uma ordem direta, reagentes produtos e uma ordem inversa, produtos reagentes. No inicio da reação o sentido de consumo é direto, ate determinado intervalo de tempo, porem algumas moléculas admite o sentido inverso no decorrer da reação, com isso pode-se encontrar o equilíbrio quando a velocidade da reação do reagente com o produto é igual. Prof. Dr. Anselmo (apud UFG, 2014, p. 01), A posição de equilíbrio de qualquer sistema é primeiramente orientada por uma tendência em alcançar o menor estado de energia; e, segundo, pela tendência de alcançar o maior grau de desordem, ou seja, a maior entropia. Estes dois fatores, menor energia e maior entropia, se equivalem no estado de equilíbrio. Validação do principio de Lê Chatelier: G.Cazzell(apud USP, 2012, p. 02), “Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma alteração na concentração, temperatura ou pressão de um dos componentes, o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação”. Neste experimento será utilizado a reação de dicromato e o cromato, que tem como equação balanceada: Cr2O72–(aq) + 3 H2O 2 CrO42–(aq) + 2 H3O+(aq) Nesta equação os reagentes estão em equilíbrio. Onde o dicromato terá uma cor alaranjada, e o cromato será amarelado. Ainda nesse contexto, temos o produto de solubilidade, onde este é a mistura de duas substancia, o soluto e o solvente. Assim podemos definir o produto de solubilidade como, o produto das concentrações dos íons de uma solução aquoso, com uma base ou um sal pouco solúvel. No segundo experimento é utilizada a titulação, para a obtenção da concentração de mols de dicromato com o ponto de viragem, para assim poder ser encontrado a concentração de cromato, e por sua vez a concentração do equilíbrio químico. REFERENCIAL TEÓRICO EQUILÍBRIO QUÍMICO Considerando a seguinte reação abaixo supondo que acorre em uma reação aquosa. A + B ⇌ C+D No tópico antecedente foi definido o conceito primordial de equilíbrio químico, agora vamos expressar/representar por meio de setas o comportamento referente reação direta (a) e da reação inversa (b) é estado de equilíbrio. Gráfico a Gráfico b Figura 1: Referente equilíbrio químico, Fonte: Gráfico online 2017. O gráfico acima indica que depois um determinado período de tempo a concentração torna-se constante. Os reagentes são consumidos na formação de produtos e reação inversa resulta na formação de reagentes, ate ambas se matarem inalteradas. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO QUÍMICO Representação de equilíbrio químico para calculo de concentração: Figura 2: Referente constante de equilíbrio químico, Fonte: Gráfico online 2017. Segundo Felipe Oliveira (2017, notas de aula), o equilíbrio ocorre quando a quantidade de reagentes e produtos mantem-se inalterados, “ não necessariamente iguais”. A constante de equilíbrio pode ser determinada somente no equilíbrio. REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO Segundo (KORTZ;TREICHEL;WEAVER.2008.p.153) ’’Uma reação de precipitação produz um produto insolúvel em água, conhecido como precipitado. Os reagentes dessas reações geralmente são compostos iônicos solúveis em água. Quando essas substâncias se dissociam em água consequentemente, dissociam para fornecer cátions e aníons apropriados. Se o cátion de um dos compostos poder forma um composto insolúvel com aníon de outro composto na solução, ocorre a reação de precipitação. ’’ Uma reação de precipitação ocorre quando duas substancias estão envolvidas nos reagentes, sendo uma delas a substancia limitante, ou seja, a que estar em menor quantidade, então a reação só ocorrera ate quando ela for totalmente consumida; e a parte em exerço não reage. MATERIAIS E MÉTODOS MATERIAIS E EQUIPAMENTOS EXPERIENCIA 1 Água destilada; Béquer 250 ml; Balão do fundo chato 500 ml; Pipeta Pasteur; Solução cromato de potássio (K2CrO4); Solução dicromato de potássio (K2Cr2O7); Solução nitrato de bário Ba(NO3 )2; Solução ácida HCL; Solução base NaOH; Tubos de ensaio MATERIAIS E EQUIPAMENTOS EXPERIENCIA 2 Água destilada; Balão do fundo chato 500 ml; Bureta 20 ml; Erlenmeyer 250ml; Pipeta graduada com sucção pneumátic; Solução dicromato de potássio (K2Cr2O7); Solução base NaOH; Suporte Universal com garras; Tubos de ensaio; PROCEDIMENTO PRÁTICO Experiência 1: No suporte foi colocado 4 tubos de ensaio com 3 ml de K2Cr2O7 que é a solução de dicromato que tem a coloração alaranjada, e mais 4 tubos de ensaio com 3 ml para o K2CrO4 onde este é a solução de cromato que tem a coloração amarela. Em dois beques foi colocado solução de NaOH que é uma base, e no outro foi colocado uma solução de HCl que um ácido. Em seguida, pegou-se um tubo de ensaio contendo a solução de dicromato, e adicionou com o conta gota aproximadamente 2 ml de solução 1 mol/L de NaOH, onde foi comparado com os outros tubos. Nessa mesma solução foi adicionado mais 2 ml de uma solução de 1 mol/L de HCl, onde foi agitada e novamente comparada com as demais soluções. Logo após em um tubo de ensaio contendo cromato foi adicionada primeiro 2 ml de HCl com 1 mol/L, comparou a se houve mudança ou não em relação as outras soluções, e em seguida no mesmo tubo foi acrescentado 2 ml de NaOH de 1 mol/L. Em outros dois tubos de cada solução, foi colocado primeiro2 ml de solução de BaCl2 com 1 mol/L e agitou-se, foi observado em cada solução a mudança de sua composição. Em seguida em outros tubos de ensaio contendo cromato, onde foi adicionado 2 ml de solução de NaOH com 1 mol/L, agitou-se e observou se houve mudança, logo m seguida no mesmo tubo foi acrescentado 2 ml de BaCcl2 de 1 mol/L. Esse mesmo procedimento foi feito com a solução de dicromato, observado e anotado o que ocorreu ao acrescentar cada solução. Onde estes foram comparados com as soluções anteriores do procedimento. Por fim em um tubo contendo Cr207 com 0,1 mol/L, adicionou 2 ml de HCL um ácido com 1 mol/L, agitou e observou se houve alguma mudança, no mesmo tubo foi acrescentado 2 ml de BaCl2 de 1 mol/L. Também foi feito o mesmo procedimento com o CrO4, onde observou se houve mudanças, e foram comparados com os tubos anteriores com cada solução diferente. Experiência 2: No segundo experimento, inicialmente, foi colocado em dois erlenmayier 10 ml cada um, de dicromato com 0,1 mol/L, com o auxilio da pipeta, em seguida foi colocado na bureta 25 ml de N2OH (hidróxido de sódio), que é o titulante, com isso foi realizado o procedimento de titulação duas vezes em seguida, foi anotado a quantidade de ml gasto por cada titulação, para então poder-se fazer o calculo estequiométrico. RESULTADOSE DISCURSÕES 6.1 Experiência 1: No primeiro momento da experiência, onde foi dissolvido 2 ml de NaOH, e 2 ml de HCl na substancia de dicromato, observou-se que em nenhum dos dois momentos houve mudança no estado da substancia no tubo de ensaio, isso se dá devido a neutralização do ácido após ser adicionado a solução, fazendo com que a reação volte ao equilíbrio. Observou-se que o mesmo ocorreu com a solução de cromato, onde foi adicionada primeira a base e depois o ácido, assim também, o ácido neutralizando a base, e voltando a substancia para seu estado de equilíbrio. Na segunda etapa, onde foi adicionado primeiramente o ácido HCl, em uma substancia de dicromato não houve nenhuma mudança, porém ao adicionar a solução base de NaOH, houve a mudança da coloração, passando de um laranja escuro, para um laranja mais claro, quase sendo um amarelo, isso se dá devido ao deslocamento do equilíbrio químico, onde adicionar-se o a base por ultimo houve o aumento do ph que favorece a formação do cromato, porém houve uma pequena mudança, não se tornando totalmente cromato. No tubo de ensaio com cromato foi realizado o mesmo procedimento, onde se adicionou primeiro o HCl, onde pode observar a mudança de coloração para alaranjado. O contrario foi observado quando adicionou o NaOH, onde de alaranjado passou para amarelado, isso ocorreu devido que quando os íons de dicromato e cromato, estão em solução, estabelecem entre si um equilíbrio químico. Onde o cromato com íon amarelo, se transformou em dicromato com o íon alaranjado, e assim o dciromato voltando a se transformar em cromato. Qundo adicionou o HCl a solução favoreceu a diminuição do ph, fazendo com que favorecesse a formação do K2Cr2O7, onde podemos dizer que houve o deslocamento da formação no sentido do dicromato. E quando foi adicionado o NaOH, houve o aumento do ph, que favoreceu a formação do K2Cr2O4, assim a solução tornando-se novamente amarelada. Em seguida, em um tubo contendo cromato Cr2O42- de 0,1 mol/L, foi adicionado uma substancia de BaCl2, onde observou que houve a precipitação da solução, tornando a solução turvo amarelado. Já com a solução de Cr2O72- de 0,1 mol/L, também houve mudança para turvo alaranjado, porém observou que a solução com cromato teve maior quantidade do precipitado. Quando foi adicionado o NaOH, em um solução contendo cromato, a sua coloração não mudou, ficando amarelado ainda, mas quando adicionado BaCl2, a substancia passou a ser turva insolúvel, mais ainda amarela, assim fazendo com que o equilíbrio se deslocasse totalmente para a esquerda. Já ao adicionar NaOH, e depois BaCl2 em uma solução de dicromato, a sua solução também ficou turva, porém passou de laranja para amarelo, devido o deslocamento do equilíbrio, tendendo para o K2CrO4. Após está etapa foi comparado as duas soluções entre si, e depois comparadas com a experiência anterior onde somente adicionou BaCl2, pode-se notar que as duas substancias comparadas entre si ficaram precipitadas, e com cores próximas, já em relação aos tubos com solução somente de BaCl2, notou-se que ficou cada um com suas cores de origem, porém turvas. No ultimo experimento, em um tubo com dicromato foi adicionado primeiro a solução de HCl e depois a solução de BaCl, onde observou-se que a solução não mudou de cor, devido a substancia ser solúvel, assim não haverá a precipitação com a adição dessas substancias. O mesmo foi feito com o cromato, porém a solução mudou de cor, ao qual passou a ser alaranjado, mais não precipitou, a cor mudou porque a substancia passou a ser mais ácida, assim se deslocou para a direita. Podemos assim dizer que em meio aquoso HCl se dissocia em íons de H^+ e Cl^- ; então o deslocamento favorece a reação inversa. Ao adicionar cloreto de bário, saturou a solução. 6.2 Experiência 2: Na outra experiência, usou-se o método de titulação, para que fosse encontrado o valor gasto em ml no ponto de viragem do titulado em relação ao titulante. A substancia que foi titulada foi o dicromato, e na bureta como titulante tínhamos o hidróxido de sódio. O ponto de viragem da solução é quando ele passa de laranja para amarelo, assim virando o cromato, fazendo assim uma reação inversa, onde o produto passou a ser novamente o reagente. Observou-se que no ponto de viragem foram gasto, na primeira titulação 3,8 ml de N2OH, e na segunda foram gastos 4 ml, assim podemos fazer o cálculo da seguinte forma para achar a concentração da substancia: K=[CrO42-]^2 + [H+]^2 [CrO72-] Temos como molaridade de NaOH igual a 0,5 mol/L, e para Cr2O7 igual á 0,01 mol/L. Inicialmente vamos calcular a molaridade em 3,8 ml do titulante que foi gasto, assim podemos considerar que o numero de mols da base é igual ao do H+ e ao do Cr2O4. Tendo assim os seguintes cálculos: 0,5 mol/L de NaOH ------------------- 1000 ml X ---------------------------------- 3,8.10^-3 ml Teremos um resultado de 1,9.10^-6 mol/L. K=[CrO42-]^2 . [H+]^2 [1,9.10^-6]^2 . [1,9.10^-6]^2 = 3,6.10^-8 [CrO72-] [0,01]^2 Deste mesmo modo é calculado a concentração para o valor de 4,0 ml gastos pelo titulante. 0,5 mol/L NaOH -------------------------- 1000 ml X ------------------------------------ 4,0.10^-3 ml Teremos o resultado de 2.10^-6 mol/L. K=[CrO42-]^2 . [H+]^2 [2.10^-6]^2 . [2.10^-6]^2 = 3,8.10^-8 [CrO72-] [0,01]^2 Assim teremos a constante de equilíbrio para a titulação que foi gasta 3,8 ml, o valor de 3,6.10^-8, e para o que foi gasto 4,0 ml, teremos a constante como 3,8.10^-8. 6.3 Imagens da experiência 1: Tubos contendo soluções de cromato e dicromato. Tubos com precipitações no fundo, devido a adição de BaCl2. QUESTIONÁRIO Dentre as soluções que foram analisadas, temos em ordem crescente, do menor para o maior, a precipitação formado nas experiências, assim com menor precipitação foi a solução com cromato, NaOH e BaCl2, logo após também a solução de cromato somente com BaCl2, isso se dá devido a está substancia ser insolúvel. Em seguida a solução de dictomato com NaOh e BaCl, e por ultimo o mais precipitado foi a substancia com dicromato e BaCl. Temos a expressão de equilíbrio da equação 1, de seguinte maneira: K= [Cr2O42-]^2 [H+]^2 [Cr2O72-] Para o sistema que foi dado: A(alcoólico) + B(alcoólico) 2C(alcoólico) + H2O; >0. O sistema reagiria com o abaixamento da temperatura, ele irá se deslocar para a esquerda. Já com o aumento da pressão ele não sofrerá nenhuma mudança pois está no estado liquido, e comrelação a adição de um agente complexo especifico para A, irá se deslocar para a esquerda aumentando a concentração de um dos produtos. Ao aumentarmos o ph de uma solução de dicromato, sua cor tenderá para o amarelo, assim formado um cromato, isso se dá porque o cromato é uma solução pouco acida, assim fazendo com que o dicromato se inverta novamente para cromato. CONCLUSÃO Diante da pratica realizada, é possível concluir que, através do principio da Lei de Le Chatelier, conseguimos evidenciar o equilíbrio químico. Assim observou-se que a reação entre cromato e dicromato pode ser reversível dependendo da substancia que for adicionada ao seu meio, e também que ao acrescentar BaCl teremos uma substancia precipitada. Ainda pode observar que quanto maior ph da substancia ele sempre irá tender para a formação do cromato, e já para o menor ph, no caso mais ácido a substancia tenderá para a formação do dicromato por causa de maior presença de H+. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS UFG, Prof. Dr. Anselmo. Química experimental; https://anselmo.quimica.ufg.br/up/56/o/QGI_-_equilibrio_quimico.pdf acesso em 22 de Outubro, 2017. Vogel, Arthur Israel, 1905-Química Analítica Qualitativa / Arthur I. Vogel ; [tradução por Antonio Gimeno da] 5. ed. rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981 . James Brady, Humiston Gerard E. QUÍMICA GERAL - VOL. 2 - 2ª EDIÇÃO FOGAÇA, Jennifer. Reagentes em excesso e reagentes limitantes; http://www.brasilescola.com/química/reagentes -excesso-reagente-limitantes.htm> Acesso em 22 de outubro, 2017
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