Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Universidade Federal do Pará Instituto de Ciências Exatas e Naturais Equilíbrio Químico, princípio de Le Chatelier. Belém/Pará 2017 2 Equipe Luis Eduardo de C. Maciel Felipe Pinheiro da S. Junior Tadeu Barroso Ytalo Cassio Relatório da Aula Pratica Nº5 Equilíbrio Químico, princípio de Le Chatelier. Relatório da equipe 01 apresentado ao Prof. Dr. Erivan Souza Cruz – Faculdade de Química - do curso de Química Geral e Experimental, turma 02. Belém-PA 2017 3 Sumário Sumário ............................................................................................................... 03 1. Resumo e Objetivo..........................................................................................04 2. Introdução...................................................................................................04-05 3. Descrição Experimental.............................................................................05-07 4. Resultado e Discussão..............................................................................07-12 5. Conclusão........................................................................................................12 6. Referências bibliográficas..............................................................................13 4 1. Resumo Este relatório vem discutir o pratica de observação de equilíbrio químico ocorridas em laboratório. O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação”. Objetivos: Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico, demonstrar a versatilidade das reações químicas. 2. Introdução As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas podem alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual á velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas no sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porem opostas. As concentrações das substancias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio, K aA(aq) + bB(aq) ↔ cC(aq) + dD(aq) K = [𝐶]𝑐.[𝐷]𝑑 [𝐴]𝑎 . [𝐵]𝑏 A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio é independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta 5 posição é alterada pela aplicação de forças externas, que podem ser mudanças de temperatura, de pressão (se houve reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de um reagente ou produto. O primeiro princípio de Lê Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma forca externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca- se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda se houver aumento o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substancia em excesso até que seja retomado um novo equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (k) permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante. 3. Descrição Experimental Na aula de número 6 foram realizados experimentos para comprovar experimentalmente o Princípio de Le Chatelier que trata sobre o equilíbrio químico de uma reação química. Os experimentos consistem na alteração de fatores como concentração de componentes da reação e mudança de temperatura. Experimento I Materiais: 4 tubos de ensaio Foram adicionadas em um tubo de ensaio duas gotas de tiocianato de potássio (KSCN), depois foram acrescentadas duas gotas de nitrato férrico(Fe(NO3)2) e água destilada no mesmo tubo. A solução foi homogeneizada passando a mesma de um tubo para outro, em seguida a solução foi dividida em partes iguais em 4 tubos de ensaios numerados de 1 a 4. No tubo 2 foi adicionado 3 gotas de solução de tiocianato de potássio, no tubo 3 foram 3 gotas de solução de nitrato férrico adicionadas e no tubo 4 foram acrescentadas 6 gotas de 6 solução de nitrato de potássio (KNO3). Imagem 1: tubos de ensaio contendo as soluções de KSCN + Fe(NO3)2, e suas respectivas concentrações. Experimento II Materiais: 1 tubo de ensaio, espátula No tubo de ensaio foram colocadas 1 mL de solução de nitrato de magnésio (MgCl2) 0,1 M. No mesmo tubo foi adicionado 1 ml de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M; com a espátula adicionou-se um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) sólido. Experimento III Materiais: 1 tubo de ensaio 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N foi adicionada em um tubo de ensaio, em seguida foi colocada 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl). Foi adicionada 5 mL d’água destilada, logo em seguida o tubo foi aquecido em banho maria por 15 minutos e depois foi observado enquanto esfriava. Experimento IV 7 Materiais: 4 tubos de ensaio Foram colocadas 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio e logo em seguida foram adicionadas 2 gotas de hidróxido de sódio 1 M e depois acrescentou-se, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3) 0,1 M. Em outro tubo de ensaio adicionou-se 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1M, depois foram 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M adicionadas e 2 gotas de ácido clorídrico 1 M. No primeiro tubo foi acrescentado, gota a gota ácido clorídrico até ser notada alguma alteração; no segundo tubo foi acrescentada, gota a gota, NaOH 1 M até notar alguma modificação. No terceiro tubo de ensaio foram colocadas 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M e a mesma quantidade de K2CrO4 0,1 M em outro tubo. Foram acrescentadas algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos. 4. Resultados e Discussão Segundo o princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. Em laboratório foi realizado quatro experimentos, as quais tinha objetivo de mostra os efeitos de variações de concentração e de temperatura para uma reação em equilíbrio. 4.1. Experimento 1 Cuidadosamente, colou-se duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um tubo de ensaio onde se acrescentou duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO3)2), ou seja, proporção um para um, e adicionou-se águadestilada até quase encher o tubo. O processo aparentado pode ser resumido pela equação química ƣ. (Ƣ) Fe(NO3)2 + KSCN ↔ FeSCN + K(NO3)2 8 De modo que o kc dessa equação fica: Kc= (FeSCN)∗(K(NO3)2) (Fe(NO3)2 )∗(KSCN) A solução contida no frasco foi dividida em quatro partes iguais, como já foi dito no desenvolvimento deste relatório, a qual cada parte era enumerada de 1 a 4, sendo a primeira utilizada com referência. No fraco 2 foi adicionado 3 gotas de solução de tiocianato de potássio. Notou-se que o frasco 2 tinha uma diferença sutil na coloração em relação ao frasco 1. Segundo o princípio de Le Chatelier, a reação tendera a diminuir o efeito da introdução do KSCN, através da reação com o nitrato férrico; implicando assim no aumento dos produtos, isto é, deslocamento do equilíbrio para direita. Com isso pode-se concluir que, a mudança sutil é resultado do aumento dos produtos. No frasco 3, adicionou-se 3 gotas de solução de nitrato férrico. Notou-se, que o frasco 3 tinha uma coloração extremamente acentuada, um amarelo ouro, em relação com o frasco 1. Utilizando o princípio de Le Chatelier, com o incremento de nitrato férrico, a reação tenderá a diminuir o efeito do composto inserido, através da reação com o tiocianato de potássio. Resultando no aumento nos produtos. Com isso, pode-se concluir facilmente que a coloração intensa foi resultado do aumento da concentração de produtos na reação. A situação dos frascos 2 e 3 podem ser melhor entendidas pela relação ϖ. Segue que: (ϖ) 𝑉𝑃 = 𝐾[Fe(NO3)2 ][KSCN] Onde V1 indica a velocidade de reação no sentido 1, K1 é a constante de equilíbrio no sentido 1, [Fe(NO3)2 ] é a concentração de nitrato férrico e [KSCN] a concentração de tiocianato de potássio. Nesse sentido, se aumentássemos a quantidades de [Fe(NO3)2 ] e [KSCN] , as quantidades dos produtos de FeSCN e K(NO3)2 aumentariam. No frasco 4, adicionou-se 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3). Pode-se verificar em laboratório. Notou-se uma coloração amarelada 9 entre os aspectos da coloração dos frascos 2 e 3. Segundo o princípio de Le Chatelier, com a introdução de nitrato de potássio, a reação tenderá a diminuir os efeitos, através da reação com tiocianato de ferro III no sentido forma mais reagentes. Com isso, pode-se concluir que a mudança de cor foi resultado do aumento das quantidades do reagente. A situação do frasco 4 pode entendida ainda mais por meio da relação £. (£) V2=KFeSCN . K(NO3)2 Onde v2 é a velocidade da reação no sentido 2; K é a constante de equilíbrio no sentido 2; K(NO3)2 a concentração de nitrato de potássio e [ FeSCN] a concentração de tiocianato de ferro III. Deve-se notar que quanto maior for v2 maior será a quantidades de Fe(NO3)2 e KSCN. 4.2. Experimento 2: Em laboratório, colocou-se 1ml de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1M em um tubo de ensaio. No mesmo tubo, acrescente 1ml de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M, e esperou-se um pouco. Todo esse processo resultou no aparecimento de uma solução castanha. Tal situação pode ser resumida pela equação química ϕ; (ϕ) MgCl2 + 2 NAOH ↔ Mg(OH)2 + 2 NACl Notou-se o aparecimento, de um composto coloidal e o estado endotérmico do sistema. Depois inseriu-se NH4Cl (cloreto de amônio) na reação. Notou-se que, não houve uma mudança aparente no sistema. 4.3. Experimento 3: Em laboratório, Colocou-se 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N em, 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) e um pouco de água destilada em um tubo de ensaio. O processo pode ser 10 resumido pela equação química ʛ. (ʛ) Pb(NO3)2(aq) + 2 NACl(aq) ↔ PbCl2(s) + 2 NANO3(aq) Houve o aparecimento de precipitado na reação é o PbCl2, já que compostos que possuem o ânion NO3 (nitrato) são solúveis em água. O precipitado tinha aspecto de pó branco. Com a solução em mãos, se direcionou o frasco para o banho-maria com temperatura aproximadamente de 80°c e um tempo de 15 minutos. Passados os 15 minutos, se constatou que o precipitado havia sido diluído e só foi voltar a parecer quando a temperatura do frasco se amenizou para sua temperatura ambiente. Segundo princípio de Le Chatelier, ao aumentar a temperatura o sistema tender a favorece o sentido endotérmico e a diminuição do sistema favorecerá o sentido exotérmico. Nesse contexto, a diluição do precipitado durante o aumento de temperatura, implica que o sistema favoreceu a direção endotérmico, isto é, a formação dos reagentes Pb(NO3)2(aq) e NACl(aq). 4.4. Experimento 4: Etapa 1 Neste experimento colocou-se 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio limpo. Acrescentou-se algumas gotas de NaOH em solução, houve uma mudança de cor do amarelo para o alaranjado. Em um segundo momento, adicionou-se (Ba(NO3)2) 0,1. Em termos de equilíbrio, ao adiciona as gotas de NaOH na solução de cromato de potássio, houve um deslocamento de equilíbrio, uma vez que NaOH é uma base forte. Com isso, aumento do PH na solução. O processo pode ser resumido pela equação £, sendo seu equilíbrio deslocado, no sentido de consumir os produtos. (£) 2CrO4 + 2H = Cr2O7 + H2O. Ao adicionar Ba(NO3)2 em solução, houve o aparecimento de um precipitado 11 amarelo. Tal processo pode ser resumido pela equação ££. (££) Ba(NO3)2(aq) + K2Cr2O7(aq) ↔ BaCr2O7(s) + 2 KNO3(aq) Nessa equação, Ba2CrO4 é o precipitado da solução. No mesmo tubo, inseriu-se HCl que ionizou, formando H+ e Cl- em solução. Com isso, a solução voltou a ser amarela e o precipitado aparentemente deixou de se apresentar. Há um aumento de concentração de H+ presente no sistema, deslocando a equação £ na forma Cr2O7. Nesse sentido, a concentração Cr2O7 será maior do que a CrO4.portanto, haverá um certo nível de BaCrO4 em solução. CrO42- + Ba2+ → BaCrO4 Etapa 2 Inseriu-se em outro tubo de ensaio, 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 M. Acrescentou-se 2 gotas de ácido clorídrico 1) e, depois, 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M. Ao adiciona ácido clorídrico, houve uma mudança de cor de laranja para amarelo em solução, isto é, houve um deslocamento de equilíbrio, uma vez que o PH o diminui. Esse deslocamento foi no sentido forma Cr2O72. As acerca do deslocamento podem ser ainda mais entendidas pela equação química €. (€) Cr2O72- + 2 OH- → 2 CrO42- + H2O Ao inserir Ba(NO3)2 em solução se obteve a seguinte reação З: (З) K2Cr2O7+Ba(NO3)2 ↔ KNO3+BaCrO7 Em um momento posterior a esse, se adicionou NaOH em solução. Notou-se a mudança de cor de amarelo para laranja novamente e o aparecimento do precipitado. 12 Etapa 3 Acerca dos acontecimentos das etapas 1 e 2, podemos inverte os resultados experimentais, trocando os meios de origem, isto é, se o meio foi base se deve trocar para ácido. Deve-se salientar que, BaCrO4 possui um aspecto coloidal e BaCrO7 desove em agua. Etapa 4 Colocou-se 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de K2CrO4 0,1 M em outro tubo de ensaio. Inceriu-se algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos de ensaio. Observe as equações ϡ e ¥. (ϡ) Ba(NO3)2(aq) + K2Cr2O7(aq) = BaCr2O7(s) + 2 KNO3(aq) (¥) Ba(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) = BaCrO4(s) + 2 KNO3(aq) Notou-se que, que no Primeiro tubo não houve formação de precipitado ou qualquer mudançade cor. Já no segundo, houve a formação do precipitado amarelado amarelada coloidal. 5. Conclusão Portanto, devidos às práticas feitas e o desafio de explica-las por meio do princípio de Chatelier, foi constato que o princípio de Chatelier explica muito dos acontecimentos experimentais e se compreendeu o conceito de tal princípio. Com isso, se pode dizer que os objetivos foram compridos. 13 6. Referências bibliográficas I. Princípios De Química - Questionando A Vida Moderna E O Meio Ambiente - 5 ª Ed. - 2011de Atkins, Peter / Jones,Loretta/ capitolo 10/pg 397,398,400;401 II. Química: Um Curso Universitário, Mahan,L. Kathleen,4ª edição, tradução americana, Blucher, 1999. III. Química - A Ciência Central -13ª edição, Lemay Jr.,H. Eugene, Bursten,Bruce E. Brown,Theodore,E, Pearson, 2017.
Compartilhar