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Relatório equilibrio quimico

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gotas de HCl , agitou-se e posteriormente adicionou 4 gotas de BaCl2. O mesmo procedimento foi realizado no tubo 8.
Resultados e discussão 
As soluções que foram usadas nessa primeira parte do experimento apresentavam a seguinte coloração:
Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 - amarelo 
Dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol.L-1 alaranjado 
Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (alaranjado) (Cr2O72–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso:
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
No tubo 1 havia a solução de Dicromato de potássio (alaranjado), e adicionando 70 gotas (cerca de 3,5 ml) da base NaOH 0,1 mol.L-1 e comparando com os demais tubos de K2Cr2O7 a coloração alterou visivelmente de alaranjado para amarelo e adicionando ao mesmo tubo 60 gotas(cerca de 3 ml) de HCl 0,1 mol.L-1 a coloração retornou a alaranjado.
 De acordo com o princípio de Le Châtelier a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E com adição do ácido clorídrico, houve a reversão, deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO42– e apresentavam coloração amarela para o íon Cr2O42- devido a presença de íons H+ na dissolução do HCl. Portanto, hove o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim as soluções ficaram de coloração laranja novamente.
No tubo 5 havia somente a solução de Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol.L-1 (amarelo),e foi adicionado 20 gotas (aproximadamente 1ml) de HCl 0,1 mol.L-1, comparando com o tubo de numero 6 que também havia somente Cromato de potássio coloração de amarelo passou para alaranjado. No mesmo tubo adicionando 20 gotas (cerca de 1 ml) de HCl 0,1 mol.L-1 a coloração retornou a amarelo.
Segundo o princípio de Le Châtelier, após a adição do HCl (íons H+), o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O72–, originando uma solução de coloração laranja e ácida, em outras palavras a concentração de íons provenientes do dicromato (Cr2O7-2) prevaleceu, e o equilíbrio se deslocou e para direita a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação formada:
K2CrO4 + 2HCl → 2KCl + H2CrO4
Adicionado hidróxido de sódio houve a reversão, pois o cromato que antes estava laranja devido a presença de H+, quando se adicionou hidróxido de sódio com os íons do OH- , voltou a sua coloração inicial amarela.
O experimento realizado está baseado no principio de Le Châtelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente se um sistema químico esta em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.
 Adicionando 4 gotas de BaCl2 0,1 mol.L-1 no tubo 2 com K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 percebe-se visivelmente um alaranjado turvo, e repetindo a operação no tubo 6 com K2CrO40,1 mol.L-1, observa-se que a coloração fica amarelo turvo e conclui que houve formação de precipitado tanto no tubo 2 quanto no tubo 6, como foi esperado.
No tubo 3 com K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 ao adicionar as 20 gotas de NaOH 0,1 mol.L-1 observou novamente a mudança de cor do alaranjado para amarelo e adicionando 2 gotas de BaCl2 0,1 mol L-1 o amarelo ficou turvo, repetindo o procedimento com K2CrO40,1 mol.L-1 do tubo 7 ocorreu o mesmo resultado. 
No ultimo tubo 4 de K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 ao adicionar as 20 gotas da solução de HCl 0,1 mol.L-1 observou-se a cor alaranjada mais dispersa e adicionando novamente nesta solução 4 gotas de BaCl2 0,1 mol L-1, houve pouca formação de precipitado. Repetindo o experimento com o ultimo tubo de K2CrO4 0,1 mol.L-1 o tubo de numero 8 desta vez adicionando primeiramente HCl 0,1 mol.L-1 e em seguida BaCl2 0,1 mol L-1 obteve-se precipitado alaranjado.
Tudo ocorreu devido ao balanço entre as reações do Cromato para o Dicromato e Dicromato para Cromato já explicado acima, já a formação de precipitado ocorre devido a reação K2CrO4 + BaCl2 BaCrO4 + 2KCl e
K2Cr2O7+ BaCl2 BaCrO7 + 2KCl
Assim formando precipitado dos devidos íons. A formação de pouco precipitado no tubo 4 ocorre devido a concentração do íon K2Cr2O7 0,1 mol.L-1 com a adição de HCl 0,1 mol.L-1 tornando sua coloração alaranjada mais dispersa na solução assim tampouco afeta o restante de sua reação quando adicionado BaCl2 0,1 mol L-1.
Considerações finais 
O experimento ocorreu como o esperado, manipulando a equação de equilíbrio entre dois íons de reações reversíveis e caracterizando na forma da coloração o balanceamento do equilíbrio da reação.
Questionário:
1.	Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) da principal equação envolvida nesta prática.
Cr2O72- + H2O ↔ 2CrO42- + 2H+ 
Kc = [CrO42-]2. [H+]2
 [Cr2O72-]
2.	Seja um sistema do tipo:
A(aq) + B(aq) ↔ 2 C(aq) + H2O(l) ΔH < 0 
Como o sistema reagiria com:
a)Diminuição da temperatura;
 Ao aumentar a temperatura de tal reação o equilíbrio se altera e se estabiliza no sentido a seguir:
2 C(aq) + H2O(l) ↔ A(aq) + B(aq) ΔH < 0 
b) Aumento da pressão;
 O equilíbrio permanece inalterado.
c) Adição de um agente complexante especifico para A;
 Ocorrerá a formação de um precipitado.
Dê a cor de uma solução de dicromato de potássio se aumentarmos o pH da mesma para aproximadamente 10.
 Ao aumentarmos o PH da solução de dicromato de potássio consequentemente aumentamos a concentração de íons OH-, o que causa uma coloração amarelada na solução.
De que maneira poderá um aumento da temperatura afetar os seguintes equilíbrios;
H2(aq) + Br2(g) ↔ 2HBr(g) ΔH= + 16800 cal
Quando há um aumento de temperatura no sistema, a reação se desloca para o sentido endotérmico. Como essa reação já se encontra no sentido endotérmico, não haverá perturbação no sentido da reação. 
B.	CO2(g) + 2SO3 ↔ CS2(g) + 4O2 (g) ΔH= – 265000 cal
Nesse caso, o aumento da temperatura favorecerá o sentido endotérmico da reação, uma vez que quando adicionado energia, a reação irá absorvê-la. Logo, a reação ocorrerá no sentido inverso, onde o ΔH se torna positivo.
Referências bibliográficas
AQUINO, K., Equilíbrio Químico. Recife, 2008. 58 slides. Disponível em: http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/equilibrio.pdf. Acesso em: 03/10/2014.
LAVORENTI, A., Engenharia de petróleo - Equilíbrio Químico. Piracicaba, 2012. Disponível em: http://www.tecnicodepetroleo.ufpr.br/apostilas/engenheiro_do_petroleo/equilibrio_quimico.pdf. Acesso em: 05/10/2014.
MENDONÇA, A., Conceitos – Equilíbrio Químico. Aracaju, 2013. Disponível em: http://pt.slideshare.net/adriannemendonca/aula-2-equilbrio-qumico. Acesso em: 03/10/2014.
AGAMENON, R., Equilíbrio Químico. 2011. Disponível em:
http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/fisico/equilibrio.pdf. Acesso em: 04/10/2014.
APARÍCIO, R., Biologia – Equilíbrio Químico. São Paulo, 2009. Disponível em: http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula7_4x.pdf. Acesso em: 03/10/2014.
SILVA, J. N., Química Geral e Orgânica – Equilíbrio Químico. Ceará, 2011. Disponível em: http://pt.slideshare.net/nunes_ufc/equilbrio-qumico-9376062 Acesso em: 06/10/2014.