Relatório 03

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Instituto de Química
Departamento de Química Analítica
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Prática N°03: Equilíbrio Químico
Relatório de trabalho científico
 Rio de Janeiro
 28/08/2017
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Prática N°03: Equilíbrio Químico
 NUTRIÇÃO 2017/2
 Professor(a): Marlice Aparecida Sípoli 
 Marques
 Disciplina: Química A Experimental – 
 IQA 112
 Turma: Turma INC
 Rio de Janeiro
 28/08/2017
Introdução
Um equilíbrio químico se faz presente onde reações diretas (em direção ao produto) e inversas (em direção ao reagente) ocorrem simultaneamente. Esses sistemas são denominados reversíveis e representados pelo símbolo  . Esse equilíbrio pode sofrer alterações e depender de fatores como: concentração, temperatura, pressão e pH.
A situação de equilíbrio químico é atingida por um sistema reversível em reação quando, em consequência da igualdade das velocidades da reação direta e inversa, suas propriedades macroscópicas permanecem constantes. 
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”. 
2. Objetivo
	Identificar os resultados de deslocamentos do equilíbrio químico através de variações de concentrações, pH e temperatura. E também a verificação da formação de íons complexos.
I) EQUILÍBRIO ENVOLVENDO VARIAÇÃO DE ACIDEZ
3.1 - Materiais e reagentes:
8 tubos de ensaio
Solução de cromato de potássio 0,3M
Solução de dicromato de potássio 0,1M
HCl diluído
Solução de NaOH
Solução de H2SO4 diluído
Solução de NH4OH concentrado
Solução de KOH diluído
Solução de CH3CO2H diluído
Solução de CH3CH2OH
4.1 Resultado e discussão
A) Ao adicionar as substâncias aos tubos, ocorrerá ou não a perturbação do equilíbrio da reação:
2 CrO4-2 (aq) + 2 H+ (aq) Cr2O7-2 (aq) + H2O (l)
	Substância adicionada
	Cromato de potássio
(amarelo)
	Dicromato de potássio
(laranja)
	Deslocou o equilíbrio? Qual lado?
	Justificativa
	
HCl 
	
Laranja 
	
Laranja escuro 
	
Sim, direito. 
	Ao adicionador um ácido, há maior concentração do cátion H+, e o equilíbrio se desloca no sentido de formar produto. Fica laranja pela formação de dicromato de potássio. 
	
NaOH 
	
Amarelo
	
Amarelo 
	
Sim, esquerdo. 
	Ao adicionador uma base, há consumo do cátion H+, que reage com o OH- da base e o equilíbrio se desloca no sentido de formar reagente. Fica amarelo pela formação de cromato de potássio.
	
H2SO4 
	
Laranja
	
Laranja escuro
	
Sim, direito. 
	Ao adicionador um ácido, há maior concentração do cátion H+, e o equilíbrio se desloca no sentido de formar produto. Fica laranja pela formação de dicromato de potássio. 
	
NH4OH 
	
Amarelo
	
Amarelo 
	 
Sim, esquerdo. 
	Ao adicionador uma base, há consumo do cátion H+, que reage com o OH- da base e o equilíbrio se desloca no sentido de formar reagente. Fica amarelo pela formação de cromato de potássio.
	
KOH 
	
Amarelo
	
Amarelo 
	
Sim, esquerdo. 
	Ao adicionador uma base, há consumo do cátion H+, que reage com o OH- da base e o equilíbrio se desloca no sentido de formar reagente. Fica amarelo pela formação de cromato de potássio.
	
CH3CO2H
(Ác.Acético)
	
Laranja
	
Laranja escuro 
	
Sim, direito. 
	Ao adicionador um ácido, há maior concentração do cátion H+, e o equilíbrio se desloca no sentido de formar produto. Fica laranja pela formação de dicromato de potássio. 
	CH3CH2OH 
(álcool etílico) 
	
Amarelo
	
laranja
	
Não. 
	Não ocorre mudança no equilíbrio, pois não há mudança de pH e nem alteração na quantidade de reagente e produto.
B) O cromo dependendo da sua quantidade e oxidação pode ser tóxico. Ele pode ser um carcinógeno (produto químico que pode induzir o câncer diretamente ou indiretamente) e afetar o sistema imunológico dos seres humanos. Portanto, não é recomendado que esse produto seja dispensado na pia, pois pode contaminar rios e águas utilizadas pelo homem, na agricultura, em casa, entre outras formas.
II) EQUILÍBRIO ENVOLVENDO ÍONS COMPLEXOS
A) Complexos de Ferro
3.2.A - Materiais e reagentes:
Béquer 100ml 
4 tubos de ensaio 
Água destilada
Solução de Cloreto de ferro III
Solução de Tiocianato de amônio
Solução de FeCl3
Solução de NH4SCN
Solução de NH4Cl
	
4.2.B - Resultado e discussão
A) Reação: FeCl3 + 3NH4SCN 3NH4Cl + Fe(SCN)3
	 
 Tubo
	Meio reacional
	
FeCl3
	
NH4SCN
	
NH4Cl
	Coloração final
	Formação de complexo
	
Deslocamento
	
I
	
5ml
	
-
	
-
	
-
	Cor referência: vermelho alaranjado
	
referência
	
referência
	
II
	
5ml
	
5 gotas
	
-
	
-
	
Vermelho
	
Formou mais complexo
	Para a direita, pois houve aumento da concentração de reagente
	
III
	
5ml
	
-
	
2 gotas
	
-
	
Vermelho
forte
	
Formou mais complexo
	Para a direita, pois houve aumento da concentração de reagente
	
IV
	
5ml
	
-
	
-
	
5 gotas
	
Alaranjado
	
Consumiu mais complexo
	Para a esquerda, pois houve aumento da concentração de produto
B) No tubo III, pois houve mais formação do complexo de ferro ao adicionar NH4SCN. 
B) Complexos de Cobalto
3.2.B - Materiais e reagentes:
Béquer 200ml 
1 tubos de ensaio 
Água destilada
Água gelada
Tela de amianto
Solução de Cloreto de cobalto 1M
HCl concentrado 
4.2.B - Resultado e discussão
A) A reação é exotérmica porque ao aquecer a solução, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Pode-se notar isso, pois ao aquecer, a solução apresenta coloração azul-roxeado e a coloração rosa refere-se ao íon complexo [Co(H2O)6]2+, portanto, houve consumo do íon complexo com o aquecimento. 
B) K= [(Co(H2O)6]2+)].[Cl-]4 / [CoCl42+] 
C) Complexos de Cobre
3.2.C - Materiais e reagentes:
1 tubos de ensaio 
Papel tornassol rosa e azul
Água destilada
Solução de Sulfato de cobre 1M
Solução de Hidróxido de amônio diluído
Ác. Sulfúrico 18N
	
4.2.C - Resultado e discussão
Etapa 1 (adição de 10 gotas da solução de sulfato de cobre ao tubo de ensaio): a solução apresenta a coloração azul clara. 
Etapa 2 (adição de hidróxido de amônio): a solução tornou-se azul escuro, pela formação do íon complexo de cobre, pela seguinte reação: 
CuSO4 + NH4OH [Cu(NH3)4]2+ + H2SO4
Como foi adicionado uma base, a solução tornou-se alcalina e isso foi comprovado pela verificação com papel tornassol rosa, que ficou azul. 
Etapa 3 (adição de ácido sulfúrico): a solução retornou à coloração azul clara. Pois com a adição do ácido, o equilíbrio deslocou-se para o sentido dos reagentes, formando CuSO4 e NH4OH. Tornou-se ácida e isso foi comprovado pela verificação com papel tornassol azul, que ficou rosa. 
5. Conclusão:
Portanto, pode-se dizer que a aula experimental em questão atingiu seu objetivo pois foi possível a comprovação através de algumas experiências de que há influência da adição de reagentes, alteração temperatura e de pH em soluções que já tinham atingido o equilíbrio, pode modifica-lo. Além disso, foi possível a comprovação e o entendimento do Princípio de Le Chatelier.
6. Referências:
QUÍMICA PERIÓDICA. Laboratório de Química: Normas de Segurança. Disponível em: http://www.marquecomx.com.br/2011/01/laboratorio-de-quimica-normas-de.html. Acesso em: 01 de Setembro de 2017.
BRASIL ESCOLA. Processos endotérmicos e exotérmicos. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/processos-endotermicos-exotermicos.htm.Acesso em: 01 de Setembro de 2017.
BRASIL ESCOLA. Equilíbrios químicos. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-quimicos.htm. Acesso em: 02 de Setembro de 2017.
APOSTILA DAS AULAS PRÁTICAS