Relatorio QT 6

Prévia do material em texto

Resumo
	
	Foram realizados alguns procedimentos experimentais, de modo que se observasse as mudanças de colorações de algumas reações químicas. As equações para essas reações foram montadas e analisadas juntamente com as perturbações que foram exercidas nos respectivos equilíbrios. A análise das perturbações aos equilíbrios, por algum agente externo, proporcionou a verificação do princípio de Le Chatelier.
Introdução
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamado de equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados pelos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema.
O princípio de Le Chatelier pode ser exposto como se segue: se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.
Um sistema em equilíbrio é um estado dinâmico; os processos direto e inverso estão ocorrendo a velocidades iguais e o sistema está em estado de balanço. A alteração das condições do sistema pode perturbar o estado de balanço. Se isso ocorre, o equilíbrio desloca-se até que um novo estado de balanço seja atingido. O princípio de Le Chatelier afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação. Conseqüentemente, se um sistema químico esta em equilíbrio e adicionados uma substância (um reagente ou um produto), a reação se deslocará de tal forma e restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.
Para as variações de volume e pressão, se um sistema está em equilíbrio e seu volume é diminuído, ocasionando aumento de sua pressão total, o princípio de Le Chatelier indica que o sistema responderá deslocando sua posição de equilíbrio para reduzir a pressão. Um sistema pode reduzir sua pressão diminuindo o número total de moléculas de gás. Assim à temperatura constante a redução do volume de uma mistura gasosa em equilíbrio faz com que o sistema se desloque no sentido de reduzir o número de moléculas de gás. Contrariamente, o aumento do volume causa um deslocamento no sentido de produzir mais moléculas de gás.
Para o efeito da variação de temperatura, pode-se deduzir as regras pelo princípio de Le Chatelier. Uma maneira simples de fazer isso é tratar o calor como se fosse um reagente químico. Em uma reação endotérmica podemos considerar o calor como um reagente, enquanto em uma reação exotérmica podemos considerá-lo um produto. Quando a temperatura aumenta, é como se tivéssemos adicionado um reagente, ou um produto, ao sistema em equilíbrio. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome o excesso de reagente (ou produto), ou seja, calor. (2007, Brown)
	O experimento tem como objetivo a verificação do princípio de Le Chatelier, através de um sistema em equilíbrio com a ação de um agente externo.
Procedimento Experimental (Materiais e Métodos)
	Deslocamento de equilíbrio por efeito da variação de concentração de um dos participantes da reação química.
Parte A
 Foram colocados 40 mL de agua no béquer
No béquer com água foram adicionados 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 5 mL de solução de tiocianato de amônio.
A solução foi agitada com o bastão de vidro e foi observada a cor.
Foram colocados 10 mL da solução preparada em quatro tubos de ensaio identificados. O tudo I serviu como padrão. Ao tubo II foram adicionados 2 mL de solução de cloreto de ferro III, após agitação a coloração foi comparada com a do tubo I. Ao tubo III foi adicionada uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio. Após agitação sua coloração foi comparada com a do tubo I. Ao tubo IV, foi adicionado uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio. Novamente a coloração obtida foi comparada com a do tubo I.
Parte B
Em um tubo de ensaio foram colocados 2 mL de cromato de potássio (K2CrO4) e a coloração foi observada.
Foi adicionada, gota a gota, uma solução de ácido cloridrico (HCl) até a observação de uma mudança visível na coloração.
Em outro tubo, foram adicionados 2 mL de solução de dicromato de potássio (K2CrO4) e a coloração foi observada.
Ao tubo, foram adicionadas gota a gota uma solução de NaOH até a observação de uma modificação visível.
Parte C
Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de AgNO3 e 1 mL de solução de NaCl.
Após o decantamento foi retirado o líquido sobrenadante.
Ao sólido restante no tubo, foi adicionado uma solução de hidroxido de amônio (NH4OH) e o sistema foi observado.
Parte D
Em um tubo de ensaio foram adicionados 50 mg de CoCl2.nH2O e 3 mL de etanol.
A solução foi agitada até dissolver
Em seguida, foram acrescentadas de 4 a 6 gotas de água. Após algum tempo foi observada a mudança de cor.
O tubo de ensaio foi colocado em um recipiente com água quente e algumas mudanças foram observadas.
Em seguida, o mesmo tubo foi colocado em um banho com água e gelo e as mudanças foram observadas.
Resultados e Discussão
Em cada etapa do experimento diferentes perturbações foram realizadas aos sistemas, sendo estas: aumento da concentração de reagentes e produtos; aumento ou diminuição de temperatura.
	Neste experimento, a observação das colorações das soluções permitiu a verificação das perturbações impostas aos equilíbrios. Conforme as concentrações de reagentes e produtos variavam, o sistema que estava em equilíbrio era perturbado, respondendo com uma variação nas cores das soluções. Isto também foi observado para a temperatura.
 	As equações das reações forneceram informações sobre o equilíbrio e para onde este era deslocado. As equações também forneceram um meio de interpretação das etapas do experimento e desse modo verificou-se o princípio de Le Chatelier.
Parte A:
A solução padrão tem como reação:
Fe Cl3(aq) + 3 NH4SCN(aq) →Fe(SCN)3(aq) + 3NH4Cl(aq)
Nessa parte do experimento foram observadas mudanças de coloração nas soluções contidas nos tubos de ensaio. Inicialmente foi realizada a preparação da solução padrão, conforme a reação citada anteriormente, que foi distribuída em quatro tubos de ensaio. Cada tubo continha 10 mL desta. O tubo de ensaio I, que possuía uma coloração alaranjada, foi tomado como padrão para comparação com os demais tubos de ensaio.
	No tubo de ensaio II adicionou-se 2 mL de solução de cloreto de ferro III, pelo principio de Le Chatelier, essa adição fez com que o sistema se deslocasse de forma a reduzir a concentração aumentada, ou seja, a reação foi deslocada no sentido de formação dos produtos. Foi observada uma mudança de coloração em relação à solução padrão (contida no tubo de ensaio I), observando-se uma solução castanho claro.
	No tubo de ensaio III adicionou-se uma pequena quantidade de tiocianato de amônio, pelo princípio de Le Chatelier, essa adição também desloca o sistema de forma a reduzir a concentração aumentada, assim, a reação foi deslocada no sentido direto.
No tubo de ensaio IV adicionou-se uma pequena quantidade de cloreto de amônio, pelo princípio de Le Chatelier, essa adição fez com que o sistema se deslocasse de forma a reduzir a concentração aumentada. Essa reação foi deslocada no sentido de formação de reagentes, ou seja, no sentido inverso e comparada à solução padrão (contida no tubo de ensaio I), notou-se que essa solução tinha a mesma cor que a solução padrão, porém esta era bem mais clara.
Parte B:
A equação para a reação entre o cromato de potássio e o ácido clorídrico é:
K2CrO4(aq) + 2HCl(aq) → 2KCl(aq) + H2CrO4(aq)
Em tubo de ensaio foram adicionados 2 mL de solução de cromato de potássio, a este adicionou-se, gota a gota, soluçãode ácido clorídrico até a observação de uma mudança na coloração da solução, de amarelo para laranja. Essa adição faz com que o equilíbrio se desloque para a direita, favorecendo a reação direta, de acordo com o principio de Le Chatelier.
A equação para a reação é:
K2Cr2O7(aq) + 2 NaOH(aq) → H2O(l) + K2CrO4(aq) + Na2CrO4(aq)
Em outro tubo de ensaio foram adicionados 2 mL de solução de dicromato de potássio, a este adicionou-se, gota a gota, solução de hidróxido de sódio até a observação de uma mudança na coloração, desta vez de laranja para amarelo. A adição de NaOH faz com que o equilíbrio se desloque para a direita, favorecendo a reação inversa, de acordo com o princípio de Le Chatelier.
Parte C:
O procedimento realizado teve como equação:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
A reação dos dois reagentes formou uma solução branca na qual foi observada a existência de partículas sólidas que se decantaram, após alguns instantes, no fundo do tubo de ensaio. A solução sobrenadante foi retirada restando o precipitado acinzentado.
Quando há a precipitação do AgCl o equilíbrio é estabelecido com os íons em solução.
Qualquer perturbação no equilíbrio será reduzida ou minimizada no sentido da perturbação, de acordo com o princípio de Le Chatelier.
 	Ao precipitado, AgCl, adicionou-se uma pequena quantidade de hidróxido de amônio (NH4OH), com essa adição a solução tornou-se incolor. Essa reação possui a seguinte equação:
AgCl(s) + 2NH4OH(aq) → Ag(NH3)2Cl(aq) + 2H2O(l)
Essa reação forma um cátion complexo de prata, e o equilíbrio é estabelecido quando a velocidade da reação direta e inversa se iguala.
Parte D:
O procedimento experimental possui a reação:
CoCl2.nH2O → [Co(H2O)6 ]2+(aq) + Cl-(aq)
Em um tubo de ensaio adicionou-se 50 mg de CoCl2.nH2O e 3 mL de etanol, essa solução apresentou uma coloração rosa, em seguida foi acrescentado 6 gotas de água esperou-se alguns instantes e foi observado uma mudança na coloração da solução, de rosa para rosa mais claro.
De acordo com o princípio de Le Chatelier, em uma reação endotérmica, o calor é absorvido à medida que os reagentes são convertidos em produtos; assim o aumento da temperatura faz o equilíbrio de deslocar para a direita, nos sentido dos produtos. Em uma reação exotérmica ocorre o oposto. O calor é absorvido conforme os produtos são convertidos nos reagente, logo o equilíbrio desloca-se para a esquerda.
Seguindo esse princípio, ao colocar o tubo de ensaio, em questão, em um banho de água quente, absorção de calor, observou-se mudança na coloração da solução, de rosa claro para roxo. E quando colocado em um banho com água e gelo, perda de calor, verificou-se que a coloração foi alterada, para um rosa mais claro que o obtido em temperatura ambiente.
Conclusão
	
	As colorações e as reações do experimento foram a base para o estudo e compreensão do princípio de Le Chatelier. Nas etapas do experimento, perturbações foram aplicadas a alguns equilibrios estabelecidos. Os sistemas respodiam à essas perturbações tentando reduzí-las ou minimizá-las. As perturbações induzidas nesses sistemas foram baseadas em alterações na concentração, temperatura, dissolução e precipitação, ou seja, agentes externos. Observou-se mudanças de coloração nas soluções à cada perturbação exercida, isso indica que houve reação, deslocamento do equilíbrio e redução das perturbações impostas aos sistemas.Desse modo, foi verificado o princípio de Le Chatelier.
Referências
Brown, Theodore L.; Le May, Jr, H. Eugene.; Bursten, Bruce E.; Burdge, Julia R. Química a Ciência Central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Education, 2007. 972 páginas.
Disponível em: < http://proquimica.iqm.unicamp.br/prodsol.htm>
Acessado em: 7 de outubro de 2010, horário: 18 horas e 2 minutos.
“Experimentos Química das Transformações 2010”, UNIFESP, Campus Diadema, 2010.