SAIS HIDRATADOS ERVALINO INORGÂNICA

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INTRODUÇÃO:
O princípio do experimento diz que quando é causada algum tipo de perturbação num sistema em equilíbrio, este se deslocará no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando retornar ao estado de equilíbrio.
Por exemplo, se aumentarmos a concentração dos reagentes de uma reação reversível, o equilíbrio se deslocará no sentido direto, isto é, da formação dos produtos e de consumo dos reagentes. O contrário também é verdadeiro, se aumentarmos a concentração dos produtos, o equilíbrio químico será deslocado no sentido inverso, de consumo dos produtos e formação dos reagentes.
Mas, além da concentração existem outros fatores que podem alterar o equilíbrio iônico de uma reação química. Dois deles são o número de coordenação do cátion metálico (quantidade de ânions que cercam o cátion no arranjo cristalino) e o grau de hidratação (quantidade de moléculas de água que existem no arranjo cristalino do sal).
Isso acontece, por exemplo, no caso de alguns sais, tais como o cloreto de cobalto e o sulfato de cobre. O cloreto de cobalto II (CoCl4) é muito usado nos conhecidos “galinhos do tempo”, que são bibelôs que mudam de cor, ajudando a prever se irá chover ou se fará calor.
Quando o cloreto de cobalto II está em solução aquosa, estabelece-se o seguinte equilíbrio químico:
OBJETIVO:
Analisar a reatividade e características dos sais de Cloreto de Cobalto Hexa Hidratado, Sulfato de Cobre Penta Hidratado, Cloreto de Estrôncio.
MATERIAIS UTILIZADOS:
Tubos de ensaio;
Pipetas de Pasteur;
Estante para tubo de ensaio;
Becker;
Pisseta;
Gelo (H2O);
Bico de bunsen;
SOLUÇÕES E REAGENTES:
Cloreto de Cobalto Hexa Hidratado (II);
Sulfato de Cobre Penta Hidratado (II);
Cloreto de Estrôncio;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1.Coloque uma pequena quantidade do sulfato de cobre II no tubo de ensaio;
2.Segurando com o pregador, aqueça o tubo de ensaio no bico de bunsen aceso;
3.Observe o que acontece com a cor do sal;
4.Deixe o sistema em repouso durante certo tempo;
5.Observe novamente o que acontece com a cor do sulfato de cobre;
 RESULTADO E DISCUSSÕES:
O sal inicialmente é hidratado, por isso, apresenta coloração azul. Mas quando ele é aquecido, sua água evapora e ele se torna branco. Com o tempo e em repouso ele absorve a umidade do ar e começa a se tornar azul novamente. A variação da temperatura também é outro fator que alterou o equilíbrio; pois quando ela foi aumentada, a reação se deslocou no sentido da reação que absorve calor, endotérmica, e quando a temperatura foi diminuindo na agua gelada, o equilíbrio de deslocou no sentido da reação que libera calor, exotérmica.
Todas as reações químicas e bioquímicas liberam ou absorvem energia do ambiente de alguma forma. Os processos que liberam calor são denominados exotérmicos e nos transmitem sensação de aquecimento. É o caso, por exemplo, das combustões.
Por outro lado, a sensação de frio que sentimos ao sair de um banho, ou quando pegamos um cubo de gelo, está associada a processos endotérmicos. Tais processos – evaporação e fusão da água – absorvem calor do ambiente e isso pode ser percebido pelo nosso corpo.
REAÇÕES EXOTÉRMICAS:
Ao contrário das reações endotérmicas, as reações exotérmicas possuem um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação entálpica final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também sob forma de calor. A temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial dos reagentes. O esquema de uma reação exotérmica pode ser representado da seguinte forma:
 
REAÇÕES ENDOTÉRMICAS:
Já numa reação endotérmica, o fornecimento de energia desloca o equilíbrio para a formação de produtos. Uma vez que este processo absorve calor do meio. As reações endotérmicas têm como característica possuírem balanço energético positivo quando é comparado a energia entálpica dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de calor. Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes. O esquema de uma reação exotérmica pode ser representado da seguinte forma: 
CONCLUSÂO:
A solução de cloreto de cobalto hexahidratado que preparamos é cor de rosa, bem como sal em seu estado sólido. Quando adicionamos o ácido clorídrico concentrado, a solução rapidamente se tornou azul. Esta mudança ocorreu devido a uma substituição de ligantes do átomo de cobalto presentes na solução. Na solução cor de rosa, havia um excesso de moléculas de água e isto favorecia a formação do íon hexaaquacobalto (II), de fórmula [Co(H2O)6]2+, em que o cobalto está ligado a 6 moléculas de água. Esta é a espécie responsável pela cor da solução. Ao adicionarmos o ácido clorídrico concentrado, adicionamos o íon cloreto em excesso à solução. Ele substitui as moléculas de água como ligantes do átomo de cobalto, formando o íon tetraclorocobaltato (II), de fórmula [CoCl4]2-, em que o cobalto está ligado a 4 íons cloreto. Este íon é azul e, portanto, é o responsável pela cor da solução. Adicionando mais água, pudemos perceber que parte da solução voltou a se tornar rosa, pois havia localmente um excesso de moléculas de água.
Em todos os casos, os dois íons estão em equilíbrio, ou seja, os dois coexistem na solução e estão constantemente reagindo e se transformando um no outro. As condições, porém, podem favorecer a formação de uma das espécies, que se mantém em maior concentração. A solução violeta obtida após a agitação é uma mistura das duas espécies formadas em concentrações aproximadas.
 [Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ⇌ [CoCl4]2- + 6 H2O cor de rosa                    azul
 Ao aquecermos a solução violeta, percebemos que a cor azul surgiu novamente. Da mesma forma, quando resfriamos, a solução se tornou rosa. As reações ocorridas e as espécies formadas foram as mesmas. Mas desta vez, foi a alteração da temperatura que promoveu esta mudança. A reação de formação do [CoCl4]2- ocorre com absorção de energia. Dizemos que ela é uma reação endotérmica. Quando aquecemos a solução, fornecemos energia ao sistema, que a absorveu, promovendo a reação endotérmica de formação do íon. Um efeito semelhante é o que ocorre ao resfriarmos a solução. A formação do [Co(H2O)6]2+ ocorre com a liberação de energia. Dizemos que esta é uma reação exotérmica. O resfriamento do sistema favorece a liberação desta energia, e por isso o íon se forma.
Estas duas alterações de condições do sistema, quanto às concentrações das espécies e quanto à temperatura, são dois exemplos previstos na lei de Le Chatelier. Esta lei considera que qualquer perturbação causada em um sistema em equilíbrio promove o consumo de algumas das espécies de forma a anular esta perturbação. Ao aumentarmos a concentração de um reagente, favorecemos o seu consumo. Da mesma forma, aumentando ou diminuindo a temperatura, favorecemos respectivamente as reações endotérmicas e exotérmicas.
BIBLIOGRÁFIA:
Caderno de anotações da aula;
http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/le-chatelier-e-o-cloreto-de-cobalto/892