Relatório - Atividade 8 (Equilíbrio químico – Reações no equilíbrio químico e princípio de Le Chatelier)

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Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio químico – Reações no 
equilíbrio químico e princípio de Le 
Chatelier. 
 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
Equilíbrio químico – Reações no 
equilíbrio químico e princípio de Le 
Chatelier. 
 
Relatório submetido à Prof.ª Márcia, como 
requisito parcial para aprovação na disciplina 
de Química Experimental do curso de 
graduação em Química Bacharelado da 
Universidade Federal de Itajubá. 
 
 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................ 4 
2. MATERIAIS E MÉTODOS ........................................................................... 5 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES ................................................................ 7 
4. CONCLUSÃO .............................................................................................. 9 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................ 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Equilíbrio Químico, um dos conceitos mais importantes no estudo da 
Química e a maior dificuldade para a sua abordagem é compreensão de uma 
reação que está em um constante “movimento”, se deslocando dos reagentes 
para os produtos e vice-versa, e ao mesmo tempo ter as concentrações das 
espécies se mantendo invariáveis. 
 As reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, ou seja, os 
reagentes podem ser consumidos durante o processo, como quando 
queimamos uma folha de papel, sendo impossível recuperar sua forma original. 
Classificamos esse tipo de reação como irreversível. 
 Dessa forma, existem também as reações reversíveis, onde os produtos 
podem retornar à forma inicial. São identificadas por uma seta dupla, que indica 
os dois sentidos da reação, o sentido direto e o inverso. 
 A água líquida em um recipiente fechado é um exemplo de reação 
reversível, onde as moléculas de água no estado líquido passam para o estado 
de vapor continuamente, e ao mesmo tempo a água evaporada retorna para o 
estado inicial. Quando a velocidade de vaporização se iguala à de 
condensação, o sistema entra em equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
 O procedimento 1 foi dividido em duas partes, com o objetivo de analisar 
o efeito da temperatura e da pressão no equilíbrio entre NO2 e N2O4. 
 A primeira parte foi a análise do efeito da temperatura no equilíbrio entre 
o dióxido de nitrogênio e o tetróxido de dinitrogênio. Nesta parte do 
procedimento, estava à disposição um béquer de 250 mL com água gelada e 
outro com água quente, além de um tubo de ensaio contendo gás NO2 (dióxido 
de nitrogênio). Foi necessário colocar o tubo de ensaio em cada um dos 
béqueres e analisar as mudanças ocorridas em cada universo. 
 A segunda parte foi a análise da pressão no equilíbrio entre o dióxido de 
nitrogênio e o tetróxido de dinitrogênio. Nesta parte do procedimento, foi usada 
uma seringa contendo gás NO2, gás este que estava armazenado em um 
erlenmeyer, proveniente da reação entre o cobre metálico e o ácido nítrico: 
)(2)(2)(23)(3)( )( glaqaqs NOOHNOCuHNOCu  (o cobre 
metálico sendo o agente redutor e o HNO3 sendo o agente oxidante). 
 Após armazenado o gás na seringa, procedimento que foi feito na 
capela, já que o gás NO2 é tóxico, foram realizadas as seguintes ações, com a 
seringa fechada: 
 - Foi necessário analisar a coloração do gás com o êmbolo não 
pressionado. 
 - Analisou-se, após, a coloração do gás com o êmbolo pressionado ao 
máximo. 
 O procedimento 2 envolveu a análise da concentração no equilíbrio entre 
o íon cromato (CrO42-) e o íon dicromato (Cr2O72-). 
 Primeiramente, separaram-se três tubos de ensaio, enumerados de 1 a 
3, e neles foram colocados 2 mL de uma solução de dicromato de potássio 
(K2Cr2O7), de concentração 0,1 mol.L-1, e 2 mL de uma solução de cromato de 
potássio (K2CrO4), de concentração 0,1 mol.L-1. A distribuição das duas 
 
soluções ficou em colocar os volumes de dicromato de potássio nos tubos 1 e 
2, e o volume de cromato de potássio no tubo 3. 
 No tubo 1 foi adicionado 40 gotas de uma solução de hidróxido de sódio, 
de concentração de 0,1 mol.L-1, anotando a variação observada no tubo. Após 
adicionado o NaOH, foram adicionadas 40 gotas de ácido clorídrico (HCl) ao 
mesmo tubo, agitando-o e anotando a variação. 
 No tubo 2, adicionaram-se duas gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)), de 
concentração 0,5 mol.L-1, agitando o tubo após e anotando as variações 
ocorridas. 
 No tubo 3, realizou-se o mesmo procedimento usado no tubo 2, sendo 
necessário atentar para a formação de precipitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 Procedimento 1: Efeito da temperatura e da pressão no equilíbrio entre 
NO2 e N2O4. 
 - Equilíbrio entra NO2 e N2O4: 
)(42)(22 gg ONNO 
, endotérmica. NO2 tem coloração marrom clara, e 
o N2O4 tem coloração marrom escura. 
 - Tubo mergulhado em água a 13º C: Marrom claro. 
 - Tubo mergulhado em água a 97º C: Marrom escuro. 
 Conclusão: em alta temperatura, a energia cinética das moléculas do 
reagente aumenta, deslocando o equilíbrio da reação para a direita (formação 
de produto, no caso, N2O4). Em baixa temperatura, acontece o contrário. 
 - Seringa com pressão ambiente: Marrom claro. 
 - Seringa com pressão máxima: Marrom escuro. 
 Conclusão: em alta pressão, os choques entre as moléculas do reagente 
gasoso aumentam, já que o volume ocupado pelo gás é menor que o inicial, 
deslocando o equilíbrio para a direita (formação de produto). Em baixa pressão, 
acontece o contrário. 
 Procedimento 2: Efeito da concentração no equilíbrio entre o íon cromato 
(CrO42-) e o íon dicromato (Cr2O72-). 
 - Equilíbrio entre íon cromato e dicromato: 
)(2)(
2
72)()(
2
4 22 laqaqaq OHOCrHCrO 
 
 - Coloração do dicromato de potássio: Laranja 
 - Coloração do cromato de potássio: Amarelo 
 - Adição de hidróxido de sódio ao tubo 1: a solução fica mais clara, pois 
os íons hidroxila reagem com os íons H+, formando água, com o aumento da 
 
quantidade de água, o equilíbrio é deslocado em direção à formação do 
cromato, que é mais claro que o dicromato. 
 - Adição de ácido clorídrico ao tubo 1 (com hidróxido de sódio): a 
solução se escurece, porém, fica mais clara que a solução pura de cromato de 
potássio. Isso ocorre pois o ácido clorídrico aumenta a concentração de íons H+ 
na solução, deslocando o equilíbrio no sentido da formação do dicromato, que 
é mais escuro. 
 - Adição de nitrato de bário ao tubo 2: a solução fica com aspecto 
leitoso, mas a formação de um sólido não foi totalmente verificada. 
 - Adição de nitrato de bário ao tubo 3: ocorre a formação de um 
precipitado branco (BaCrO4 – Cromato de Bário) instantaneamente, ao 
contrário do tubo 2. 
 Conclusão: Com a adição de nitrato de bário na solução contendo o íon 
cromato ocorre a formação do precipitado cromato de bário. Com a formação 
do precipitado, os íons cromato têm sua concentração diminuída na reação do 
equilíbrio, deslocando-o no sentido da formação de íons cromato.4. CONCLUSÃO 
 Conclui-se que o equilíbrio químico de uma reação pode ser afetado por 
várias alterações nas condições do sistema ou da vizinhança. Dentre elas, 
pôde-se verificar alteração de temperatura, da concentração de reagentes, da 
pressão, do pH do sistema e forçando formações de precipitados. 
 Além disso, algumas das reações feitas neste experimento podem ter 
sido comprometidas por contaminação nos tubos de ensaio, podendo 
influenciar nos resultados obtidos, mesmo que esses tenham sido 
predominantemente qualitativos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 • ATKINS, Peter. Princípios básicos de química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 • Roteiro de Química Experimental. Experimento 9: Equilíbrio químico – 
Reações no equilíbrio químico e princípio de Le Chatelier. UNIFEI. 2012. 
 • Equilíbrio Químico. ARAUJO, Hiram. Disponível em: 
http://web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.p
df. Acesso em 20 de junho de 2012.