relatório de equilíbrio químico UFPA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ – UFPa
INSTITUTO DE TECNOLOGIA – ITEC
FACULDADE DE ENGENHARIA CIVIL – FEC
RELATÓRIO & EXERCÍCIO 1: Processo de Separação de Mistura.
Belém – 2013
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ – UFPa
INSTITUTO DE TECNOLOGIA – ITEC
FACULDADE DE ENGENHARIA CIVIL – FEC
Antonio Laercio Teixeira Carrera – 08118006601 
Arthur Peixoto Oliveira Junior – 07118004201 
Guilherme da Silva Pereira – 06094001401 
Miguel Figueiredo de O. Neto – 11019006601
Pedro Henrique Gomes – 12118000601
Thiago Fonseca da Gama – 06118005101
RELATÓRIO & EXERCÍCIO 1: Processo de Separação de Mistura.
Relatório 
1
 (um)
: Separação de Misturas, apresentado à disciplina de Química
 
Experimental
 Básica 1
 sob a orientação do Professor Raimundo Pimentel.
Belém - 2013
Sumário
Resumo........................................................................................04
Objetivo.......................................................................................05
Introdução...................................................................................06
Materiais Utilizados....................................................................09
Procedimento Experimental........................................................10
Resultados e Discussão...............................................................12
Conclusão....................................................................................16
Referências Bibliográficas..........................................................17
Resumo
O processo experimental realizado para a abordagem deste relatório foi referente ao equilíbrio químico e teve como objetivo principal comprovar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier”. Para isso, realizou-se no laboratório a junção de reagentes em tubos de ensaio a fim de reproduzir reações e observar o que acontecia com o equilíbrio ao perturba-se o sistema com alguma outra substância. O processo de realização do experimento será melhor explicado no decorrer do relatório, abordando os caminhos seguidos pela equipe e os resultados que foram encontrados pela mesma.
Objetivo
Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química e comprovar experimentalmente o “Princípios de Le Chatelier”.
Introdução
Equilíbrio é a situação que existe quando uma reação parece ter sido cessada e as concentrações dos reagentes e dos produtos não mais se alteram. 
Reações químicas são reversíveis, ou seja, podem acontecer tanto em sentido direto – esquerda para a direita – como em sentido inverso – direita para a esquerda -, essas reações são conhecidas, respectivamente como, reação direta e reação inversa. 
Quando as reações direta e inversa estão reagindo à mesma taxa, ou seja, as velocidades da reações opostas são iguais, a concentração dos reagentes e dos produtos cessam para mudanças. Desse modo, é alcançado um estado de equilíbrio dinâmico, no qual as reações opostas continuam a ocorrer mesmo após ter se atingido o equilíbrio.[1]
O estado de equilíbrio pode ser caracterizado por quatro aspectos importantes. O primeiro destes aspectos é, justamente, ser um estado dinâmico, no qual, tanto a reação direta quanto a inversa, continuará a acontecer após o equilíbrio. 
A segunda característica trata-se da espontaneidade com que o sistema caminha para o estado de equilíbrio, agindo de modo à sempre restaurar o equilíbrio quando este sofre alguma perturbação externa. Há uma regra geral usada para analisar o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos, esta é denominada de Princípio de Le Chatelier, pois com base nas observações dos experimentos de Le Chatelier foi expressa a ideia de um princípio simples que permite estimar os efeitos sobre um estado de equilíbrio. 
O Princípio de Le Chatelier afirma que se uma influência externa perturba um equilíbrio, o sistema sofre uma mudança num sentido que se opõe à influência que o perturba e, se possível, devolve o equilíbrio ao sistema.[2]
Os tipos de influências externas que podem afetar o processo de equilíbrio químico são três, tratando-se do efeito da concentração, pressão e temperatura.
Efeito da Concentração:
Se um reagente ou produto for adicionado ou removido em um sistema em equilíbrio, muda-se uma das concentrações no sistema e, para o sistema retornar ao equilíbrio, ele irá se transferir no sentido de consumir parcialmente um reagente ou produto que for adicionado ou recolocar parcialmente um reagente ou produto que foi retirado.
Efeito da Pressão:
A alteração do volume de um sistema composto por reagentes e produtos gasosos muda suas concentrações molares, alterando também a pressão. O aumento da pressão deslocará o equilíbrio para o lado com menor número de mols de gás, a fim de atenuar a elevação da pressão, enquanto que, se a pressão diminui, a reação se deslocará para o lado com maior número de mols de gás, de modo a manter a pressão no sistema.
Efeito da Temperatura:
Em uma reação química do equilíbrio, ao se elevar a temperatura, a reação se deslocará para o lado que absorva calor (Reação Endotérmica) e se a temperatura diminui, a reação se deslocará para o lado que desprenda calor (Reação Exotérmica).
O terceiro aspecto diz respeito à imutabilidade da natureza e propriedades de um estado de equilíbrio independentemente de como ele tenha sido atingido. E, por fim, a quarta generalização é que a condição de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre duas tendências opostas: propensão das moléculas para assumir um estado de baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima.[3]
O valor da constante de equilíbrio, K, representa a medida da extensão de uma reação química, podendo ser obtida através de uma expressão.
Para a equação química geral:
Onde D, E, F e G representam as fórmulas químicas e d, e, f e g são os seus coeficientes, a expressão da constante de equilíbrio é dada por:
Onde as únicas concentrações que satisfazem a equação são as concentrações de equilíbrio.
Na expressão da constante de equilíbrio, as concentrações molares dos produtos são sempre colocadas no numerador e a dos reagentes aparecem no denominador.[4]
A equação anteriormente mostrada só é válida se as substâncias tratadas forem gases ideais ou solutos que obedeçam à lei das soluções ideais. Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução são as únicas que aparecem, enquanto que sólidos ou líquidos puros não aparecem na expressão.
Pode-se utilizar, também, a pressão ao invés da concentração para substâncias no estado gasoso, uma vez que estas variáveis são proporcionais.
Materiais Utilizados
Aparelhagem
Tubos de ensaio 
Estante para tubos de ensaio
Espátula
Reagentes 
KSCN
Fe(NO3)2
KNO3
MgCl2
NaOH
NH4Cl
K2CrO4
Ba(NO3)2
K2Cr2O7
HCl
Água destilada
Procedimento Experimental
1º Experimento
Para a realização do primeiro experimento foram utilizados como reagentes 2 gotas de tiocianato de potássio (KSCN) incolor e 2 gotas nitrato férrico (Fe(NO3)2) 1 M de coloração laranja em um tubo de ensaio . Foi acrescentada água destilada até encher praticamente o recipiente. Com outro tubo de ensaio foi realizada a homogeneização da solução passando-a de um tubo para o outro. Logo depois, essa solução foi dividida em quatro partes e reservadas em tubos de ensaios enumerados. Um dos quatro tubos foi reservado para servir como solução padrão; no segundo tubo foram adicionadas 3 gotas de KSCN; no terceiro tubo foram adicionadas 3 gotas de Fe(NO3)2 e no quarto e último tubo foram adicionadas 6 gotas de nitrato de potássio (KNO3). As reações químicas foram observadas posteriormente.
2º Experimento
Para o segundo experimento foram utilizadas 20gotas de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 M incolor, 2 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 0.2 M incolor e uma ponta de espátula de (cloreto de amônio) NH4Cl. Primeiramente foram misturados MgCl2 e o NaOH, onde foram observados seus resultados. Logo depois foi adicionado o NH4Cl na solução e foram observadas as mudanças ocorridas na reação.
3º Experimento
O último experimento foi dividido em duas partes. A primeira parte foram utilizadas 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M de coloração amarela, 2 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) incolor e 10 gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) incolor. Primeiramente, foram misturados o K2CrO4 e o NaOH, onde foram observadas as características resultantes desta primeira reação. Posteriormente, foi adicionada a este sistema o Ba(NO3)2 sendo novamente observadas as características resultantes desta primeira adição. Logo após a esta segunda reação foram adicionadas algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) para observar que o que acontecia a com a mesma.
Na segunda parte foram utilizadas 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M de coloração castanha, duas gotas de HCl 1 M incolor e 10 gotas de Ba(NO3)2 0,1 M incolor. O procedimento realizado foi semelhante à primeira parte, sendo misturada primeiramente o K2Cr2O7 e o HCl sendo observadas as características desta primeira reação. Foi adicionado logo após a solução o Ba(NO3)2 onde foram novamente observada as mudanças na reação. Posteriormente, foi adicionado algumas gotas de NaOH para ser observada analisar as conseqüências desta última adição.
Foram realizadas também duas reações, uma envolvendo o K2Cr2O7 e o Ba(NO3)2 e a outra envolvendo K2CrO4 e o Ba(NO3)2. A primeira reação foram usadas 10 gotas de K2Cr2O7 e algumas gotas de Ba(NO3)2, onde foram analisados os produtos obtidos a partir desta reação. Na segunda reação foram utilizadas 10 gotas K2CrO4 e algumas gotas de Ba(NO3)2 para ser analisado, também, os produtos obtidos nesta reação.
Resultados e Discussão
O equilíbrio químico resulta de um balanço entre as reações direta e inversa. Este equilíbrio é muito sensível e as variações que podem ocorrer na solução podem perturbar o equilíbrio alterando sua posição inicial dando origem a maior ou menor quantidade de produto desejado.
Foram realizados três experimentos químicos para analisar o comportamento do equilíbrio químico das reações.
O primeiro experimento realizado envolveu os reagentes tiocianato de potássio (KSCN), nitrato férrico (Fe(NO3)2) e água destilada. Ao misturar 2 gotas de KSCN incolor com 2 gotas de Fe(NO3)2 que possui coloração laranja foi observado que a solução formada ficou com uma coloração mais escura, castanha, como mostra a reação:
2 KSCN + Fe(NO3)2 2 KNO3 + Fe(SCN)2
É importante lembrar que a água destilada utilizada na preparação da solução não participa da reação. Depois que esta primeira solução foi feita, ela foi dividida em quatro tubos de ensaio para ser finalmente analisado as variações no equilíbrio em algumas situações.
Na primeira análise foram adicionadas 3 gotas de KSCN tornando a coloração da solução mais intensa. De acordo com o princípio de Le Chatelier em um sistema em que o equilíbrio for perturbado este se ajusta de modo que consiga minimizar os efeitos desta perturbação. Deste modo, a adição do reagente KSCN acabou deslocando o equilíbrio químico para a direita favorecendo a formação de mais produtos KNO3 e Fe(SCN)2 sendo este último o responsável pela intensificação da cor da solução.
Na segunda análise foi observado um comportamento muito parecido com a primeira. Foi adicionado a solução 3 gotas de Fe(NO3)2 tornando a coloração da solução mais intensa. A resposta do equilíbrio químico foi a mesma: com a adição do reagente Fe(SCN)2 ao sistema o equilíbrio foi deslocado para direita favorecendo a formação de mais produto KNO3 e Fe(SCN)2, ficando assim com o resultado semelhante ao apresentado na primeira análise.
Na terceira e última análise deste experimento foi adicionado 6 gotas de KNO3 na solução. A solução após a adição se torna mais clara que a padrão. O que acontece desta vez é o inverso, pois, ao adicionar KNO3, que é produto formado na reação inicial, o equilíbrio químico é deslocado para a esquerda favorecendo a formação dos reagentes KSCN e Fe(NO3)2 diminuindo assim a intensidade da cor.
Com este primeiro experimento foi possível perceber que a variação na concentração de qualquer que seja a substância estas afetam na posição do equilíbrio da reação deslocando-se sempre para o lado inverso da adição.
O segundo experimento utilizou como reagentes o cloreto de magnésio (MgCl2) e o hidróxido de sódio (NaOH). Foram usadas 20 gotas de MgCl2 0.1M incolor e 2 gotas de NaOH 0,2M também incolor. Neste primeiro momento com a reação destas duas substâncias resultou em uma solução opaca e mais densa com formação de precipitado branco, esse precipitado formado é o Mg(OH)2 como mostra a reação:
MgCl2 + 2 NaOH Mg(OH)2 + 2 NaCl
Para analisar a variação do equilíbrio foi utilizado o cloreto de amônio (NH4Cl) sólido, sendo este adicionado à solução. Como o NH4Cl em solução aquosa se dissocia formando íons NH4+ e Cl-, quando este foi adicionado na solução acabou favorecendo o aumento da concentração do íon Cl- (íon comum entre a substância e a solução original) fazendo com que esta provoque um aumento na velocidade de formação dos reagentes MgCl2 e NaOH. Deste modo, o aspecto da solução original muda para uma solução líquida e incolor com diminuição drástica de precipitado. Com isso pode-se dizer que após a adição do NH4Cl o equilíbrio foi deslocado para a esquerda.
O terceiro e último experimento foi dividido em duas partes. Foi realizado uma reação com cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M de coloração amarela, hidróxido de sódio (NaOH) incolor e nitrato de bário (Ba(NO3)2) também incolor.
Primeiramente, foram misturados o K2CrO4 e o NaOH como mostra a reação:
K2CrO4 + NaOH K2OH + NaCrO4
Depois foi adicionado na reação o Ba(NO3)2 onde foi possível perceber que houve a formação de precipitado amarelo. Este precipitado é o sal formado cromato de bário (BaCrO4). A adição do Ba(NO3)2 deslocou o equilíbrio químico para direita favorecendo a formação de mais produtos como mostra a reação:
K2CrO4 + NaOH + Ba(NO3)2 BaCrO4 + Na(NO3)2 + K2OH
Posteriormente foi adicionado a esse sistema algumas gotas de HCl 0,1M incolor, resultando assim na diminuição do precipitado pois, o HCl irá reagir com os produtos fazendo com que a solução apresente uma cor amarela translúcida. Pode-se concluir que a adição de HCl ao sistema fez com que o equilíbrio, que já estava deslocado para a direita, voltasse novamente para a esquerda favorecendo a formação dos reagentes.
A segunda parte desse experimento envolveu os reagentes dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1M de cor castanha, ácido clorídrico (HCl) 1M incolor e nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1M também incolor.
Como na primeira parte foram misturados o K2Cr2O7 e o HCl como mostra a reação:
 K2Cr2O7 + 14 HCl 2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2
Com a adição de Ba(NO3)2 foi possível visualizar a formação de precipitado branco, deste modo, a adição desta substância deslocou o equilíbrio da reação original para a direita favorecendo a formação dos produtos.
Posteriormente foi adicionado a esse sistema algumas gotas de NaOH resultando na diminuição do precipitado. Com isso pode-se concluir que com a adição da base o equilíbrio volta para a esquerda favorecendo a formação de reagentes e deste modo reduzindo a concentração de precipitado tornando a solução translúcida.
Foi realizado também 2 reações para observar a formação de precipitado uma envolvendo K2CrO4 e Ba(NO3)2 como mostra a reação:
K2CrO4 + Ba(NO3)2 BaCrO4 + 2 KNO3
Com esta reação foi possível perceber a formação de um precipitado amarelo sendo este o sal formado BaCrO4. A outra reação envolveu K2Cr2O7 e Ba(NO3)2 segundo a equação:
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 BaCr2O7 + 2 KNO3
E com esta última reação foi formadoprecipitado branco sendo este o sal formado BaCr2O7 e a parte líquida da solução possuindo uma coloração alaranjada sendo esta o KNO3.
Conclusão
A partir dos experimentos realizados, foi possível conceituar o estado de equilíbrio como dinâmico, no qual, mesmo após o equilíbrio, as reações opostas não cessam, continuando a ocorrer de modo a manter o equilíbrio e observar que, de fato, quando uma perturbação, no caso, a adição de uma nova substância, afeta um sistema, este se reorganiza de forma que possa estabelecer novamente o equilíbrio, podendo-se comprovar, desta maneira, o “Princípio de Le Chatelier”.
 
Referências Bibliográficas
[1] BRADY, James E.; RUSSELL, Joel W.; HOLUM, John R.- Química: A Matéria e Suas Transformações – Vol. 2 - 3ª edição; LTC, 2003. Capítulo 14, pág. 37. 
[2] BRADY, James E.; RUSSELL, Joel W.; HOLUM, John R.- Química: A Matéria e Suas Transformações – Vol. 2 - 3ª edição; LTC, 2003. Capítulo 14, pág. 46.
[3] Referência da Apostila
[4] BRADY, James E.; RUSSELL, Joel W.; HOLUM, John R.- Química: A Matéria e Suas Transformações – Vol. 2 - 3ª edição; LTC, 2003. Capítulo 14, pág. 40.
Anexos 
2.
Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se aumenta a concentração de uma das substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que essa substância se transforma; e quando se diminui a concentração de uma dessas substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que esta substância se forma.
A + B → C + D
Nesse caso, um aumento na concentração de A deslocará o equilíbrio para a direita. A e B serão consumidos cada vez mais rapidamente, formando-se maior quantidade de C e D. O equilíbrio em questão só se restabelecerá com uma menor concentração de B, o que deslocará o equilíbrio no sentido que reduz a perturbação provocada pelo aumento em concentração.
Uma alteração na pressão só pode afetar sistemas em equilíbrio compostos por gases. De acordo com Chatelier, quando a pressão sobre um sistema em equilíbrio aumenta, a reação é impulsionada no sentido que alivia a pressão.
É importante ressaltar que o efeito da pressão sobre um sistema em equilíbrio que envolve gases e líquidos ou sólidos somente leva em consideração a variação do número de moléculas gasosas, pois o volume de um mol de substância gasosa é muito maior do que o volume de um mol de substância líquida ou sólida.
As reações químicas podem ser exotérmicas, quando liberam calor, ou endotérmicas, quando absorvem calor. As reações reversíveis são exotérmicas num sentido e endotérmicas em outro, nos casos em que a temperatura aumenta num sistema em equilíbrio, este é deslocado no sentido em que há absorção de calor.
A adição de calor, segundo o princípio de Le Chatelier, deslocará o equilíbrio de modo que o calor seja absorvido, o que favorece a reação endotérmica; inversamente, a retirada de calor favorece a reação exotérmica.
3. 
A constante de equilíbrio é um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto no momento em que ocorre o equilíbrio.
4.
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
(4 mols gasosos no reagente e 2 mols gasosos no produto)
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 35 Kj
Vamos anotar as características da reação:
A reação direta tem ∆H positivo, portanto é endotérmica;
Então a reação inversa é exotérmica.
Há 4 volumes gasosos nos reagentes, enquanto nos produtos há 2 volumes gasosos.
Vamos analisar as alternativas:
a) Uma diminuição na temperatura faz o equilíbrio deslocar-se para o sentido exotérmico (reação inversa). 
b) Diminuir a pressão faz o equilíbrio deslocar-se num sentido de aumentar o volume gasoso, isso ocorre na reação inversa.
c) Aumentar a concentração de NH3, aumentará a pressão, o equilíbrio se desloca para o lado com menor número de mols de substâncias no estado gasoso portanto um aumento de pressão desse caso vai deslocar o equilíbrio para a esquerda
6.
Os Sólidos não são incluídos na determinação de Kc, pois nos sólidos a concentração é sempre constante.
7.
Constante de Equilíbrio em Termos das Concentrações Molares (Kc)
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos coeficientes da reação.
A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura;
 Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, já que no numerador temos os produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento;
 O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química.
Constante de Equilíbrio em Termos das Pressões Parciais (Kp)
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da constante Kc, podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp).
Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das pressões parciais dos produtos gasosos e o produto das pressões parciais dos reagentes gasosos, estando todas as pressões elevadas a expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na equação química balanceada.
Um aumento de pressão vai deslocar o equilíbrio para o lado que tem menor número de mols gasosos e uma diminuição de pressão vai deslocar o equilíbrio para o lado que tem maior número de mols gasosos
8.
2H2(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g)
(3 mols gasosos nos reagentes e 2 mols gasosos no produto)
Aumentando a pressão sobre o sistema, em que sentido se desloca o equilíbrio?
Para direita (tem menos mols gasosos)
Diminuindo a pressão sobre o sistema, em que sentido se desloca o equilíbrio?
Para esquerda (tem mais mols gasosos)
2SO3(g) ↔ 2SO2(g) + O2(g)
(2 mols gasosos nos reagentes e 3 mols gasosos no produto)
Aumentando a pressão, em que sentido o equilíbrio se desloca?
Para esquerda (menos mols gasosos)
 Diminuindo a pressão, em que sentido o equilíbrio se desloca?
Para direita (mais mols gasosos)
[CoCl4]2- + 6H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-, H < 0.
O equilíbrio foi estabelecido quando no cloreto de cobalto(II) (CoCl2), foi adicionado ácido clorídrico concentrado. A formação de [Co(H2O)6]2+ se deu a partir do [CoCl4]2- , sendo este um processo exotérmico. Como o Co(H2O) é rosa e CoCl4 2+ é azul, a posição desse equilíbrio é rapidamente evidenciada a partir da cor da solução.
Quando o cloreto de cobalto(II) foi aquecido em banho-maria e em seguida resfriado, ao aquecer a solução, ela se tornaria vermelho intenso, indicando que o equilíbrio foi deslocado para mais cloreto de cobalto e com o resfriamento da solução, leva a uma solução azul, pois indica que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl4 2+ .
9.
Kp = Kc(RT)^(-∆H)
Kp = Kc/ (RT)∆H 
Kc = Kp.(RT)∆H
Kp = constante de equilíbrio em termos de pressão parcial.
Kc = constante de equilíbrio em termos de concentração.
R = constante geral dos gases perfeitos. (0,082 atm . L/K . mol).
T = temperatura absoluta (kelvin).
∆H = variação da quantidade de matéria da reação, levando em conta apenas os gases.