Relatório QE 5

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Graduação em Farmácia 
	
Equilíbrio Químico
Nomes: Aline Rodrigues, Ana Clara Barcelos S. e Silva e Bruna Luíza A. Santiago.
Turma: PX3A
Professor: Wagner
Data: 27/10/17
Belo Horizonte, 2017
Introdução
Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. Todo equilíbrio é dinâmico. A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado nas quais reações químicas estão ocorrendo e frequentemente em velocidades rápidas.
Conforme o sentido da reação, as mesmas podem ser classificadas em irreversíveis ou reversíveis. Nas reações irreversíveis as substâncias que atuam como reagentes se transformam em produtos da reação e entre os mesmos não existe nenhuma afinidade, e a reação não tem retorno, nem um equilíbrio é estabelecido, isto é, não é reversível.
A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos de concentração, e é uma grandeza com valor específico para uma dada reação e temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão.
A expressão da constante de equilíbrio obtém-se pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico.
Para o equilíbrio hipotético:
aA + bB ⟺ cC + dD
Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio é:
Kc = [C]c⋅[D]/[A]a⋅[B]b
A concentração molar está simbolizada pela fórmula da substância entre colchetes.
Segundo Le Chatelier quando os sistemas de equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar a perturbação. Essas perturbações externas podem ser concentração, pressão e temperatura.
Objetivo 
O objetivo dessa aula foi realizar o estudo em sistemas em equilíbrio químico: verificação experimental do princípio de Le Chatelier.
Parte Experimental
Materiais
Suporte para tubo de ensaio;
Tubo de Ensaio;
Béquer de 50,100 e 250 mL;
Chapa de Aquecimento;
Pinça de Madeira;
Frasco para resíduo.
Reagentes
Soluções aquosas de:
K2CrO4 0,05 mol/L;
K2Cr2O4 0,05 mol/L;
NH4OH 0,50 mol/L;
HCl 1,00 mol/L;
NaOH 1,00 mol/L;
Ba(NO3)2 0,30 mol/L;
HCl conc. 
Solução hidro-alcoólica de CoCl2
Solução alcoólica de fenoftaleína.
Procedimentos
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ⇌ Cr2O72-(aq) + H2O(l)
 amarelo alaranjado
Colocou-se no suporte 3 tubos de ensaio. Em dois deles colocou-se 2 mL de K2Cr2O7 0,05 mol/L (laranja) e no outro colocou-se 2 mL de K2Cr2O4 0,05 mol/L (amarelo);
Fez-se as reações do item a até c;
Anotou-se os resultados dos experimentos (variações macroscópicas).
a) Em um tudo de ensaio contendo solução de íons dicromato, adicionou-se 0,5 mL da solução de NaOH 1 mol/L;
Comparou-se a cor da solução com a dos outros tubos;
Anotou-se a variação observada.
b) Adicionou-se, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol/L;
Agitou-se e comparou-se novamente com os outros tubos;
Escreveu-se as equações de reação e anotou-se esta nova variação.
c) No tubo de ensaio contendo K2Cr2O4 0,05 mol/L, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,05 mol/L;
Agitou-se e observou-se se houve formação de precipitado;
No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol/L, repetiu-se o mesmo procedimento.
Estudo do Equilíbrio do sistema: 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH-(aq) ; AH < 0
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 2 mL de água, 3 gotas da solução amônia (0,5 mol/L) e uma gota de solução de fenolftaleína;
Despejou-se esta solução sobre um pano branco e agitou-se ao ar por cerca de cinco minutos;
Anotou-se as observações.
Estudo do Equilíbrio do sistema: 
[CoCl4]2-(alc) + 4H2O(l) ⇌ [Co(H2O)4Cl2](alc) + 2Cl-(aq) ; AH < 0
 Azul Vermelha
Em um tubo de ensaio, colocou-se 2 mL da solução vermelha;
Adicionou-se, cuidadosamente, HCl concentrado até observar qualquer variação;
Ao mesmo tubo de ensaio adicionou-se, lentamente H2O destilada até observar alguma mudança; macroscópica;
Anotou-se o resultado, considerando-se a diluição efetuada;
Aqueceu-se o mesmo tubo de ensaio na capa em banho-maria;
Observou-se e justificou-se;
Resfriou-se e tubo em água corrente;
Observou-se e justificou-se;
Resultados e discussão
O primeiro procedimento avaliou o equilíbrio do sistema levando em conta a concentração das substâncias. O primeiro teste utilizou íon bicromato. Nesse tubo contendo K2Cr2O7 (solução de cor alaranjada), verificou-se que ao adicionar NaOH a solução se tornou amarela. 
2 CrO4- (aq) + 2 H+ (aq) Cr2O7-2(aq) + H2O(l)
Esse fato se deve-se ao deslocamento do equilíbrio no sentido inverso uma vez que os íons OH- da base consumiram os íons H+ e, na tentativa de reduzir tal ação, o sistema respondeu consumindo Cr2O7-2 e H2O e originando CrO4- e H+. Esse aumento da concentração de CrO4- é responsável pela nova cor da solução (amarela).
 Ao mesmo tubo, ao adicionar HCl, observou-se que a solução se tornou novamente alaranjada. Esse fato se deve ao acréscimo de íons H+, deslocando o equilíbrio no sentido direto de modo a consumir esses íons acrescentados, obtendo assim maior quantidade de Cr2O7-2 (responsável pela cor laranja da solução) e H2O. 
O segundo teste utilizou íons cromato. Nesse tubo contendo K2CrO4, 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 foram adicionadas ocasionando o aparecimento de um precipitado amarelo de BaCrO4. 
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq) BaCrO4(s)
O terceiro teste foi semelhante ao segundo, porém utilizou íons bicromato. Assim como no tubo 2, duas gotas de solução de Ba(NO3)2 foram adicionadas. Porém houve apenas o turvamento da solução alaranjada, não havendo precipitado. Esse turvamento é devido aos íons cromato presentes na solução de bicromato de potássio, pois o sistema 2CrO4-(aq) +2H+(aq) ↔ Cr2O7-2(aq) + H2O(l) está em equilíbrio (contém tanto íons cromato quanto bicromato, porém em concentrações diferentes). Esses íons cromato, ao reagir com os íons Ba+2 formaram BaCrO4 que é insolúvel (sal responsável pela turvação da solução). Já os íons bicromato, ao reagirem com os íons Ba+2 formaram BaCr2O7 que é solúvel. Com isso é possível comprovar o equilíbrio químico.
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq) BaCrO4 (s)
Ba+2(aq) + Cr2O7 -2(aq) BaCr2O7 (aq)
O segundo procedimento avaliou também esse equilíbrio químico do sistema. Ao primeiro tubo de ensaio adicionou-se água, amônia e fenolftaleína obtendo-se uma solução rósea. Despejou-se então essa solução em um pano branco e agitou-se algum tempo verificando-se que a mancha rósea sumiu . Isto ocorre porque se trata de um sistema aberto e a amônia é uma substância volátil. Desse modo a concentração de NH3 diminuiu e o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso até que todo NH4OH fosse consumido e restasse apenas água. 
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq) ; ΔH<0
O terceiro procedimento utilizou solução hidro-alcoólica de CoCl2. 
[CoCl4]-2(aq) + 4H2O(l) [Co(H2O)4Cl2] (aq) + 2Cl- (aq) ; ΔH<0
Ao adicionar ácido clorídrico concentrado, a solução (originalmente vermelhadevido ao complexo [Co(H2O)4Cl2]) se tornou azul. Isso porque o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso devido ao acréscimo de íons Cl-. Logo após, ao adicionar água, a solução se tornou novamente vermelha, pois o equilíbrio foi deslocado no sentido direto, consumindo parte das moléculas de água adicionadas e produzindo [Co(H2O)4Cl2] (de cor vermelha). Ao aquecer o tubo, a solução se tornou azul. Isso porque ao aumentar a temperatura o equilíbrio é deslocado no sentido endotérmico, de modo a consumir o excesso de energia fornecida. Assim o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso produzindo [CoCl4]-2 de cor azul. E ao resfriar o tubo, a solução ficou de novo vermelha (a redução da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico para liberar energia térmica). Assim o equilíbrio foi deslocado no sentido direto.
Conclusão	
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o princípio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas.
Referências
Brown, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E.; "Química - Ciência Central"; Ed. Livros Técnicos e científicos S.A, Rio de Janeiro (1999).
Coordenação de Química; "Química Geral"; UFMG, Belo Horizonte (2006).