QUIMICA ANALITACA RELATORIO

Prévia do material em texto

download.png
CENTRO UNIVERSITÁRIO ESTÁCIO DO RECIFE
UNIDADE ABDIAS DE CARVALHO
CURSO: FARMÁCIA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Aluno: FernandoOtávio Rocha de França - 201602261105
Recife
2017
FERNANDO OTÁVIO ROCHA DE FRANÇA
EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Relatório de aula prática apresentado à professora Nélia Lima da disciplina de Química Analítica Qualitativa do curso de Farmácia do Centro Universitário Estácio do Recife, como requisito à obtenção de pontuação complementar para a primeira avaliação.
Recife
2017
1. INTRODUÇÃO
Cromato forma solução amarela e dicromatos alaranjadas. Em solução, entre os íons cromato e dicromato se estabelece o equilíbrio. 
2CrO42-+ 2H+ Cr2O72-+ H2O
Amarelo alaranjado
Cromatos podem, se converter em dicromatos e vice-versa. A extensão em que isto ocorre depende da concentração dos íons H+presentes. Esta pode ser aumentada por adição de ácidos, ou diminuída por adição de hidróxidos.
No primeiro caso o equilíbrio é deslocado para a direita e, no segundo para a esquerda, o que fica evidenciado pela intensificação das cores alaranjada e amarela, respectivamente.
2. OBJETIVO
Verificar ainfluênciada concentraçãono deslocamento de um equilíbrio químico, demonstrar a versatilidade das reações químicas.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1.1Identificamos dois tubos de ensaio, numerando 1 e 2.
3.1.2No tubo 1adicionamos 2 mL de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L.
3.1.3No tubo 2, adionamos 2mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7)0,1 mol/L.
3.2No tubo 1 adicionamos 12 gotas ácido clorídrico (HCL) 1,0 mol/L ficando de cor alaranjada.
3.3No tubo 2 adicionamos 11 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L ficando de cor amarelo
3.4.1No tubo 1, adicionamos 6 gotas de NaOH 1,0 mol/L retornando a cor amarelo.
3.4.2No tubo 2, adicionamos 15 gotas de HCL 1,0 mol/L retornando a cor laranja.
3.5.1Identificamos mais dois tubos de ensaio, numerados como 3 e 4.
3.5.2No tubo 3 adicionamos2 mLde K2CrO40,1 mol/L, e adicionamos 8 gotas de de NaOH 1,0 mol/L, adicionamos gota a gota de nitrato de bário (Ba(NO3)2)chegando em 6 gotas formando precipitado de cromato de bário.
3.6No tubo 4 adicionamos 2 mL de K2CrO70,1mol/L, e adicionmaos 8 gotas de HCL 1,0 mol/L e adicionamos gota a gota de nitrato de bário (Ba(NO3)2) chegando em 10 gotas sem nenhuma alteração.
3.7No tubo 3 adicionamos 10 gotas de HCL mol/L e percebemos formando precipitação, eadicionamos 4 gotas de NaOH 1,0 mol/L e percebemos a diferença.
4.MATERIAL
4.1 Vidrarias
04Tubos de ensaio
02Pipetas graduadas de 10 mL
03Pipetas de Pasteur plásticas
01Estante de para tubos de ensaio
05Béqueres de 100 mL
02Peras
4.2 Reagentes/Insumos
K2CrO4(cromato de potássio) 0,1M
K2Cr2O7(diclomato de potássio) 0,1M
NaOH (hidróxido de sódio) 1,0M
HCL (ácido clorídrico) 1,0M
Ba(NO3)2(nitrato de bário) ,10M
5. Resultados e Discussão
Percebemos que ao adicionar o HCL à solução de K2CrO4mudou acor da solução que antes era amarela ficou laranja. E ao contrário percebemos que quando adicionamos NaOH na solução de K2Cr2O7mudou de alaranjado para amarelo, este resultado acontece porque os íons CrO42e CrO7quando estão em solução estabelecem um equilíbrio químico. Com este equilíbrio o CrO42que é um íon amarelo se transformou em CrO72que é um íon de alaranjado e se transforma em CrO42. Isto ocorre pois a diminuição do Ph favorece a formação de CrO72e por isso a adição do HCL tornou-se a solução alaranjada. Dizemos que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação CrO72.Por outro lado com o aumento do Ph favorece a formação de CrO42como mostra o exemplo a seguir.
2CrO42+ 2HCrO72+ H2O CrO72+ 2OH2CrO42+ H2O
amarelo alaranjado alaranjado amarelo
6. CONCLUSÃO
Concluímos que todos os efeitos produzidos e observados nas trasfomaçoes foramsão explicados em termos do principio deLe Chatelier Princípio de Le Chatelier sistema em equilíbrio perturbação em sistema em equilíbrio equilíbrio químico influência da temperatura em sistema em equilíbrio influência da pressão em sistema em equilíbrio influência da concentração em sistema em equilíbrio alterações no estado de equilíbrio.
7. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SZPOGANICS, B.: DEBACHER, N,A.: STADLER, E.Experiências em química geral.2. Ed. – Florianópolis – SC: Fundação de Engenharia em Santa Catarina, 2005.