2 Relatório de quimica experimental equilibrio quimico.

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Universidade Federal de São Paulo
Instituto de Ciência e Tecnologia
Experimento 2 – Princípio de LE CHATELIER e Equilíbrio Químico
Alunos:
Gabriela Barbosa de Jesus – RA: 69.567
Gabriela Monti Vilas Boas – RA: 69.571
São José dos Campos – SP
2011
Introdução
Um dos princípios mais importantes a respeito das reações químicas é que todas elas são reversíveis. Sempre que uma reação química se inicia, os produtos da reação começam a se formar e, por sua vez, reagirão entre si, constituindo uma reação reversível. [1]
Após um certo intervalo de tempo, o equilíbrio se torna dinâmico, ou seja, ao mesmo tempo se decompõem tantas moléculas quanto se formam.
Henri Louis Le Châtelier, um químico industrial francês, estabelece que:
"Se for imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeito."[2]
	O experimento descrito a seguir, foi realizado em três etapas e utilizou-se do cromato de potássio, dicromato de potássio e várias outras soluções ácidas e básicas que tendiam a equação da solução para determinado lado, mudando o item (produto ou reagente) predominante e nos apresentando a cor característica do próprio.
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Objetivos:
A tarefa do pesquisador é promover situações em que a seta da reação se inverta e a solução produza mais produtos ou reagentes, nos mostrando a existência de um equilíbrio e a possível perturbação nesse meio que provoca alterações.
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Materiais e Métodos:
Materiais:
- Pipetas
- Tubos de ensaios
- K2Cr2O7 0,10 molL-1
- NaOH 1,0 moll-1
-C2H5OH
- K2CrO4 0,10 molL-1
- HCl 0,10 molL-1
- Ba(NO3)2 0,10 molL-1
- CH3COOH 0,10 molL-1
- KOH 0,10 molL-1
- H2SO4 0,10 molL-1
- HNO3 0,10 molL-1
Métodos:
O experimento foi realizado em três etapas:
1) Equilíbrio dos íons cromato (CrO42-), e dicromato (Cr2O72+).
2 CrO42-(aq)(( Cr2O72-(aq) 
	Com uma pipeta, colocou-se 5mL de K2CrO4 em um béquer(1) e 5,0mL de K2Cr2O7 em outro béquer(2). 
( (a)Foram retirados, do béquer(1) 10 gotas de K2CrO4 e colocados em um tubo. Do béquer(2) foram retirados 10 gotas de K2Cr2O7 e colocados em outro tubo. Alternadamente, pingou-se gota a gota, uma solução de NaOH 1,0 molL-¹ até a mudança de cor em um deles.
( (b)Foram retirados, do béquer(1) 10 gotas de K2CrO4 e colocados em um tubo. Do béquer(2) foram retirados 10 gotas de K2Cr2O7 e colocados em outro tubo. Alternadamente, pingou-se gota a gota, uma solução de HCl 1,0 molL-¹ até a mudança de cor em um deles.
( Pegou-se o tubo que sofreu mudança de cor no caso (a) e acrescentou-se gota a gota HCL 1,0molL-¹ até uma nova mudança de cor.
( Pegou-se o tubo que sofreu mudança de cor no caso (b) e acrescentou-se gota a gota NaOH 1,0molL-¹ até uma nova mudança de cor.
2) Inversões e reversões:
( Foram retirados, do béquer(1) 10(x4) gotas de K2CrO4 e colocados em quatro tubos. Do béquer(2) foram retirados 10(x4) gotas de K2Cr2O7 e colocados em outros quatro tubos. 
( Pegou-se um tubo de cada solução e pingou-se KOH até a mudança de cor em um deles.
( Pegou-se um tubo de cada solução e pingou-se H2SO4 até a mudança de cor em um deles.
( Pegou-se um tubo de cada solução e pingou-se HNO3até a mudança de cor em um deles.
( Pegou-se um tubo de cada solução e pingou-se CH3COOH até a mudança de cor em um deles.
3) Equilíbrio do BaCr4(s) com uma solução saturada de íons.
BaCr4(s) ((Ba2+(aq) + CrO42-(aq)
(Em um tubo de ensaio(a), colocou-se 10 gotas de K2CrO4 0,10 molL-¹ e acrescentou-se gota a gota Ba(NO3) 0,10 molL-¹ até que aparecesse alguma mudança.
( Em outro tubo de ensaio(b), colocou-se 10 gotas de K2Cr2O7 0,10 molL-¹, 2 gotas de HCl 0,10molL-¹ e acrescentou-se gota a gota Ba(NO3) 0,10 molL-¹ até que aparecesse alguma mudança.
(No tubo (a) colocou-se gota a gota, HCl 0,10 molL-¹, até que aparecesse alguma alteração.
(No tubo (b) colocou-se gota a gota, NaOH 0,10 molL-¹, até que aparecesse alguma alteração.
(Em outro tubo de ensaio, colocou-se 1,0mL de K2Cr2O7 molL-¹ e em outro 1,0 mL de K2CrO4 0,10 molL-¹. Em cada um acrescentou-se algumas gotas de Ba(NO3)2 mol L-¹ para observância de alterações.
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Resultados e Discussões:
Os cromatos metálicos são usualmente sólidos coloridos, produzindo soluções amarelas quando solúveis em água. Na presença de ácidos minerais diluídos, isto é, de íons de hidrogênio, os cromatos são convertidos em dicromatos. Estes priduzem soluções aquosas de cor vermelho – laranja. A transformação inversa é produzida por álcalis, isto é, por íons hidroxila[1].
Antes de fazer os experimentos, pudemos perceber que o cromato tem cor característica amarela, enquanto o dicromato apresenta uma cor característica laranja.
2 CrO42-(aq)(( Cr2O72-(aq) 
No primeiro experimento, ao gotejar a solução de NaOH 1,0 molL-¹, o cromato continuou amarelo, e o dicromato, antes laranja, se tornou amarelo, dizendo-nos que os íons OH- perturbaram o equilíbrio, promovendo uma formação maior de cromato, pelo dicromato, deslocando a seta da equação para a esquerda. Ao se adicionar HCl 1,0 molL-¹ nessa solução, ela se tornou laranja novamente, deslocando a seta para a direita e formando mais produtos.
Num segundo momento, foi gotejada a solução de HCl 1,0 molL-¹ e a mudança agora foi ao contrário, pois o dicromato continuou laranja e o cromato, de amarelo passou a ser laranja. Agora a perturbação ocorreu no equilíbrio do cromato, que com mais íons H+ começou a formar dicromato, deslocando a seta para a direita para estabelecer novamente um equilíbrio na solução. Ao se adicionar NaOH 1,0 molL-¹ nessa solução, ela se tornou amarela novamente, deslocando a seta para a esquerda e formando mais reagentes.
No segundo experimento, foram gotejadas outros tipos de soluções, apresentando diversas mudanças, como:
Ao pingar CH3COOH, o dicromato continuou laranja e o cromato se inverteu para o laranja. 
Ao gotejar KOH, o cromato continuou amarelo e o dicromato se inverteu para o amarelo. 
Ao pingar H2SO4 o dicromato continuou laranja e o cromato se inverteu para o laranja. 
Ao gotejar HNO3, o dicromato continuou laranja e o cromato se inverteu para o laranja. 
Notou-se então, que na presença de ácido, o cromato sofre alterções, enquanto o dicromato permanece em seu estado, e na presença de soluções básicas, o cromato permanece em seu estado, e quem sofre alterações é o dicromato.
O terceiro experimento teve fundamento no equiçíbrio do cromato de bário, com uma solução saturada de íons. �������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������������sicas, o cromato permanece em seu estado, e quem sofre alteraç de soluça o laranja. novamente um equilibrio ������������������
BaCr4(s) ((Ba2+(aq) + CrO42-(aq)
Ao colocar gota a gota Ba(NO3) 0,10 molL-¹ na solução de K2CrO4 0,10 molL-¹, este se tornou amarelo com um aspecto turvo, pela presença de precipitado. Minutos depois, neste tubo, foi acrescentado gota a gota, HCl 0,10 molL-¹, e este se tornou laranja – turvo. Para a inversão, sugeriu-se a adição de NaOH 0,10 molL-¹, e este voltou a ser amarelo-turvo.
Em outro tubo, também de K2Cr2O7 0,10 molL-¹, colocou-se HCl 0,10molL-¹ e ao acrescentar gota a gota Ba(NO3) 0,10 molL-¹, esta solução se tornou laranja com um aspecto turvo, pela presença de precipitado. Minutos depois, foi gotejada a solução de NaOH 0,10 molL-¹, e esta solução ficou amarelo-turva. Para a inversão, sugeriu-se a adição de HCl 0,10molL-¹, e este se tornou, novamente, laranja-turvo.
Pode-se perceber então, que com a adição do íon bário no íon cromato, este se torna amarelo-turvo, enquanto a adição do íon bário no íon dicromato o deixa laranja- turvo. 
	
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Conclusão:
 
O equilíbrio químico é alcançado quando a velocidade da reação direita se iguala a da reação inversa, ou seja, quando a formação de produtos se iguala a dereagentes.
No experimento realizado, foram utilizados reagentes que formavam soluções estáveis até que houvesse perturbação do meio e estes tivessem que se ajustar, formando outra solução. Fizemos com que o cromato se tornasse dicromato e vice-versa, demonstrando o equilíbrio químico.
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Referências bibliográficas:
[1] VOGEL, Arthur. Química Analítica Qualitativa. Ed Mestre Jou. 1ª ed em 1901. São Paulo.
[2] RUSSEL, J.B. Química Geral. Trad. De D.L. Sanioto et al. São Paulo: Mc Graw Hill, 1981.
[3] Apostila de Química Geral Experimental (segundo semestre 2011) Unifesp – São José dos Campos.