Equilíbrio Químico

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MEC-SETEC
INSTITUTO FEDERAL DE MINAS GERAIS – CAMPUS AVANÇADO PIUMHI
Engenharia Civil
RELATÓRIO QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL
Aula experimental - 6
Camila Ferreira Faria
Guilherme dos Santos Barbosa
Marina Molinar Gonzales
Ricardo Junio dos Santos
Piumhi
2016
Camila Ferreira Faria
Guilherme dos Santos Barbosa
Marina Molinar Gonzales
Ricardo Junio dos Santos
RELATÓRIO QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL
Aula Experimental - 6
 Relatório sobre Equilíbrio Químico
Professor (a): Evelisy C. O. Nassor
Piumhi
2016
RESUMO
Neste relatório verificou-se o estudo do deslocamento do equilíbrio através dos íons de cromato e dicromato e através da solução de amônia e fenolftaleína.
1 INTRODUÇÃO
Todas as reações químicas ocorrem em ambos os sentidos, geralmente mostrando “preferência” por um dos sentidos, evoluindo para um estado final de equilíbrio, onde há, na maioria das vezes, predominância de reagentes ou de produtos, conforme as energias envolvidas. O que ocorre muitas vezes é que a mencionada “preferência” por um dos sentidos é tão pronunciada que, no equilíbrio, a concentração de reagentes é tão baixa que mal se consegue detectar a presença desses reagentes. É dito, aí, que a reação é irreversível.
Haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio.
Quando as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais e a pressão permanece constante, o sistema permanece em equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico; trata-se de uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas. 
A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir um estado de equilíbrio espontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma influência externa, e uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio.
A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades do estado de equilíbrio são iguais, não importa a direção a partir da qual ele é atingido.
A quarta generalização diz que o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas tendências opostas: a propensão das moléculas a assumir o estado de energia mínima e o ímpeto em direção a um estado de entropia máxima.
2 OBJETIVOS
Observar alguns tipos de reações e comprovar a ocorrência de equilíbrio químico através de evidências macroscópicas.
3 EXPERIMENTAL
3.1 Materiais
Tubo de ensaio;
Béquer;
Conta-gotas;
Suporte para tubos de ensaio;
Pano Branco.
3.2 Reagentes
Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) ~0,1 mol/L;
Cromato de Potássio (K2CrO4) ~0,1 mol/L;
Hidróxido de Sódio (NaOH) ~1,0 mol/L;
Ácido Sulfúrico (H2SO4) ~1,0 mol/L;
Cloreto de Bário (BaCl2) ~0,5 mol/L;
Amônia (NH3);
Fenolftaleína (C20H14O4)
3.3 Procedimentos
3.3.1 Estudo do equilíbrio do sistema:
2CrO4-2(aq) + 2H+(aq) ⇌Cr2O72-(aq) + H2O(l)
Enumerou-se três tubos de ensaio. Adicionou-se 5,0 mL da solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) ~0,1 mol/L (alaranjada) nos tubos 1 e 2 e 5 mL da solução de cromato de potássio (K2CrO4) ~0,1 mol/L (amarela) no tubo 3.
No primeiro tubo adicionou-se 30 gotas da solução de NaOH ~1,0 mol/L. Comparou-se a cor da solução com a dos tubos 2 e 3. Anotou-se os resultados do experimento (variações macroscópicas).
No tubo 1, adicionou-se 30 gotas da solução de H2SO4 ~1,0 mol/L. Agitou-se e comparou-se novamente com a cor da solução dos tubos 2 e 3. Anotou-se os resultados do experimento. No tubo 3, contendo solução de K2CrO4 ~0,1 mol/L. Adicionou-se 5 gotas da solução de BaCl2 ~0,5 mol/L. Anotou-se os resultados do experimento.
3.3.2 Estudo do equilíbrio do sistema:
NH3(aq) + H2O(l)⇌ NH4+(aq) + OH- (aq)	∆H<0
Em um tubo de ensaio adicionou-se 2mL de água, 5 gotas da solução de amônia e 1 gota da 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.
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Estudo do equilíbrio do sistema:
2CrO4-2(aq) + 2H+(aq)⇌Cr2O72-(aq) + H2O(l)
Quando se prepara a solução desse sal em água tem a formação de um equilíbrio químico. A presença do íon 2CrO4-2 e do 2H+ originado de um ácido reage formando Cr2O72- e água (H2O) então assim que se forma essa solução, uma pequena quantidade de 2CrO4-2 e 2H+ também vai ser formada já que ocorre o equilíbrio nessa dissolução. 
 Foto 1: Experimento 1
 Fonte: Arquivos Próprios
Quando à solução alaranjada é adicionado uma base (NaOH), indica que tem OH-. Na presença de H+ forma H2O e a concentração de H+ vai ser reduzida. Quando ocorre a diminuição da concentração de H+ o equilíbrio tende a se deslocar no sentido da reação inversa para favorecer a formação de H+ e consequentemente a formação da solução amarela.
 Foto 2: Adição de NaOH em K2Cr2O7
 Fonte: Arquivos Próprios
Adicionou-se, no mesmo tubo, ácido sulfúrico (H2SO4). Ao adicionar ácido em meio aquoso, adiciona-se H+, logo o equilíbrio tende a se deslocar no sentido de consumir a substancia que foi adicionada, deslocando-se nesse caso para o sentido da reação direta. 
			 Foto 3: Adição de H2SO4 
			 			 Fonte: Arquivos Próprios
No do tubo 3, havia solução de cromato de potássio (K2CrO4). Adicionou-se cloreto de bário (BaCl2). Quando está tudo em solução, há a possibilidade da formação de sólido, esse sólido se forma e precipita. Ocorre uma reação de dupla troca, KCl continua na forma iônica. 
Caso não houvesse a formação do precipitado, não ocorreria a reação, nenhuma substância reagiria, já que são todos íons dissociados. São dois sais e os íons estão dissociados. 
Se existe uma atração forte entre um cátion e um ânion que as moléculas de H2O não conseguem separar, vai haver formação de um sólido e a sua precipitação. Isso ocorreu com os íons dicromato e Ba2+ que se uniram, a água não consegue segurar essa atração e o precipitado é formado.
Os íons 2K+ e 2Cl- continuam dissociados. Após a reação, observa-se um precipitado branco. A solução ainda possui coloração amarela provavelmente porque tem uma quantidade maior de cromato de potássio que ainda está dissociado. 
A reação não foi completa, já que ainda está amarela, e deve haver uma pequena quantidade de sólido que não precipitou. Isso ocorreu porque não foram usadas as quantidades estequiométricas necessárias, caso contrário a solução no equilíbrio estaria incolor, pois sobraria apenas o precipitado e íons de 2K+ e 2Cl-. 
 Foto 4: Adição de BaCl2				 Foto 5: Precipitado de BaCrO4
 Fonte: Arquivos Próprios				 Fonte: Arquivos Próprios
4.2 Estudo do equilíbrio do sistema:
NH3(g) + H2O(l)⇌ NH4+(aq) + OH- (aq)∆H<0
Em um tubo de ensaio colocou-se água (H2O) e amônia (NH3). A solução de amônia em água quando está em equilíbrio libera íons NH4+ e OH-. Ao adicionar C20H14O4 que se comporta como um indicador de ácido básico a fenolftaleína adquire coloração rosa, devido a presença de OH- que caracteriza a solução como básica. 
No experimento não havia um sistema fechado. A amônia está no estado gasoso se dissolvendo em água. Ao agitar o pano branco a amônia começa a ser liberada no ar, ao diminuir a quantidade de amônia o equilíbrio se desloca para a direita no sentido direto da reação. Como o reagente (NH3) está sendo consumido o tempo inteiro o equilíbrio se desloca até que não haja mais amônia no pano, logo não haverá mais OH- e NH4. Ao final no tecido restará apenas água e a fenolftaleína, sem a presença de OH- a fenolftaleína fica incolor.
 Foto 6: Fenolftaleína			 Foto 7: Final do Equilíbrio
 Fonte: Arquivos Pessoais			 Fonte: Arquivos Pessoais 
5 CONCLUSÃO
A partir dos experimentos foi possível, por meio das váriasetapas, colocar em prática os conceitos de equilíbrio químico e reversibilidade. Foi concluído que se uma substância é adicionada em uma solução, a reação vai se deslocar para consumi-la; se uma substância é consumida, a reação vai se deslocar para repor. 
No experimento 1 foi possível notar a mudança de equilíbrio quando ocorreu a variação da concentração do sistema. No primeiro tubo a adição de OH- gerou uma diminuição da concentração de H+, provocando um deslocamento no sentido de repor o que foi diminuído, fazendo com que a reação deslocasse o seu equilíbrio em direção aos reagentes.
Ainda no primeiro tubo a adição de H+ gerou um aumento da concentração dos reagentes, provocando um deslocamento no sentido de consumir o que foi adicionado, fazendo com que a reação deslocasse o seu equilíbrio em direção aos produtos.
No tubo 3 a adição de BaCl2 fez com que a reação ocorresse, percebeu-se a reversibilidade ao notar que após o equilíbrio químico a solução ainda possuía coloração amarela o que indicava a presença de íons CrO42- e Ba2+, ou seja, a reação não foi completa.
No experimento 2 o equilíbrio químico foi influenciado pelo sistema ser aberto. A amônia liberada fez com que o equilíbrio se deslocasse em direção aos reagentes até que não havia mais amônia restando no tecido apenas água e fenolftaleína.
 
REFERÊCIAS
CONSTANTINO, Mauricio Gomes; SILVA, Gil Valdo José da; DONATE, Paulo Marcos. Fundamentos de química experimental. 2. ed. São Paulo: EDUSP, 2011. 278 p. (Acadêmica; 53). ISBN 9788531407574.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1995. 582 p. ISBN 9788521200369.