Equilíbrio Hexaaquocobalto (II) – Tetraclorocobaltato (II)

Prévia do material em texto

RESULTADOS E DISCUSSÕESRESULTADOS E DISCUSSÕES
Parte A.1Parte A.1 – Equilíbrio Hexaaquocobalto (II) Equilíbrio Hexaaquocobalto (II) – Tetraclorocobaltato (II) Tetraclorocobaltato (II)
 A primeira parte do experimento foi dedicada à análise da influência de
fatores externos (temperatura) no equilíbrio acima citado, dado pela reação
endotérmica a seguir:
            
ROSA ROSA INCOLOR INCOLOR AZULAZUL
Primeiramente, houve uma mistura de 2,5 mL de cloreto de cobalto ()
com 3,5 mL de ácido clorídrico () e 1,5 mL de água destilada, para que ocorressea reação e houvesse o equilíbrio da reação acima. Ao adicionar o ácido no sal, a
coloração da mistura passou de rosa a azul, indicando que havia ocorrido a reação
direta. Após agitação, a coloração da mistura passou para lilás. Em seguida, foram
divididas três porções aproximadamente iguais em três tubos de ensaio, para
aquecimento de um, resfriamento de outro e o terceiro, à temperatura ambiente,
serviria de comparativo.
- Após aquecimento, a mistura do tubo 1tubo 1 ficou azul.
- Após resfriamento, a mistura do tubo 2tubo 2 ficou rosa.
Pelo Princípio de Le Chatelier, o aumento da temperatura numa reação
reversível favorece o lado endotérmico da mesma, pois com a adição de calor é
preciso que o equilíbrio se reestabeleça. Por outro lado, a diminuição da temperatura
faz com que o equilíbrio se reestabeleça no lado exotérmico da reação. Como a
reação em questão é endotérmica, com o aumento da temperatura, o equilíbrio se
deslocou para a formação de produtos (no caso, o tetraclorocobaltato, que é azul),
aumentando a concentração dos mesmos. Com a diminuição da temperatura, o
equilíbrio se deslocou para a formação de reagentes (hexaaquocobalto, rosa),
aumentando a concentração dos mesmos.
 
 
Parte A.2Parte A.2 – Influência da concentração no equilíbrio Influência da concentração no equilíbrio
Neste procedimento, usou-se a mesma mistura do procedimento A.1, também
com divisão aproximadamente igual em três tubos de ensaio, à temperatura
ambiente. No tubo 1tubo 1, foram adicionados cristais de cloreto de potássio (), com
posterior agitação com auxílio de um bastão de vidro até dissolução completa. Ao
tubo 2tubo 2 foram adicionadas gotas de solução de nitrato de prata ( ), com
posterior agitação com auxílio do bastão de vidro. O tubo 3tubo 3 serviu de comparativo
de cor.
- Após adição de cristais de cloreto de prata ao tubo 1tubo 1, a mistura ficou azul.
- Após adição de nitrato de prata ao tubo 2tubo 2, a mistura ficou rosa.
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. Com a adição de cristais de KCl, houve aumento na
concentração de íons cloreto (), fazendo com que o equilíbrio se deslocasse no
sentido da reação direta, ou seja, no sentido em que os íons cloreto são consumidos
e transformados, por isso a cor azul. Com a adição de nitrato de prata, este se
dissociou em solução, formando íons prata ( ) e nitrato (). O íon prata reage
facilmente com íon cloreto, formando cloreto de prata, ou seja, o cloreto foi
consumido (o que diminuiu sua concentração) e o equilíbrio se deslocou no sentido
da reação inversa, ou seja, no sentido em que íons cloreto são formados, por isso a
coloração rosa.
 
Parte BParte B – Equilíbrio químico da amônia Equilíbrio químico da amônia () 
 A parte B do experimento consistiu na análise do equilíbrio da amônia,
segundo a reação a seguir:
        
 A solução de amônia foi dividida em dois tubos de ensaio, com 5 mL da
solução em cada tubo. Em seguida, no tubo 1tubo 1, foi colocada uma pequena
quantidade de cloreto de amônio () sólido. Ao tubo 2tubo 2, foram adicionadas
algumas gotas de ácido clorídrico 0,1 mol/L. Aos dois tubos, adicionou-se uma
quantidade de fenolftaleína, um indicador ácido-base que fica rosa em meio básico e
incolor em meio, para verificar o caráter alcalino das soluções nos tubos, após
adição dos reagentes. Após adição do indicador, a solução de amônia dos dois
tubos (anteriormente incolor) ganhou coloração rósea, pela presença de íons .
- Ao adicionar  no tubo 1tubo 1, a mistura ficou em um tom mais fraco de rosa.
- Ao adicionar  no tubo 2tubo 2, a mistura ficou em um tom mais forte de rosa.
Quando adicionamos cloreto de amônio ao tubo 1tubo 1, isso acarreta em um
aumento na concentração de íons  devido à dissociação do sal. Os íons  
participam do equilíbrio de dissociação da amônia (mostrado na reação acima) e um
aumento na sua concentração provoca o deslocamento desse equilíbrio no sentido
de consumir o excesso de  adicionado (efeito do íon comum).
Consequentemente, a concentração de  também diminui, o que faz com que a
coloração seja um rosa mais fraco.
        
      
 A adição de ácido clorídrico na solução de amônia do tubo 2tubo 2 é um exemplo
de tampão básico, que é uma solução aquosa de uma base fraca com o seu ácido
conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado básico da neutralidade,
 
ou seja, soluções com pH>7 (ATKINS, JONES, 2006). Quando se adiciona um
ácido, os prótons fornecidos ligam-se às moléculas de , formando íons . Um
tampão sempre contém duas partes, de modo que ele possa neutralizar tanto um
ácido quanto uma base. Desta forma, seguindo o princípio de equilíbrio de Le
Chatelier, quando um ácido ou base é adicionado, o equilíbrio é deslocado, fazendo
com que a solução permaneça em relativa neutralidade.
Com isto, no caso da adição do ácido clorídrico, o equilíbrio se desloca no
sentido de neutralizá-lo, ou seja, para a formação de íons , o que aumenta o
caráter alcalino da solução, deixando-a com uma coloração de rosa mais forte.
        
      
 
Parte CParte C – Equilíbrio dos íons cromato Equilíbrio dos íons cromato  e dicromato e dicromato  
   
 A parte C do experimento foi realizada para se analisar a influência que as
substâncias de caráter básico e ácido possuem sobre os íons cromato e dicromato
em uma solução.
 A princípio, com a utilização de um pipeta graduada, colocou-se 5 ml de
cromato de potássio  em um tubo de ensaio. Em um outro tubo, colocou-se
5 ml de dicromato de potássio .
Coloração inicial da solução de:
Cromato: Amarelo;
Dicromato: Alaranjado;
Etapa 2 - Em dois outros tubos de ensaio limpos, respectivamente, colocou-
se aproximadamente 0,5 ml (10 gotas) de cada solução, acrescentando em seguida,
alternadamente, gota a gota de uma solução de hidróxido de sódio  1 mol/L
até que ocorresse mudança de cor em um deles.
 Após a mistura:
 A solução de cromato permaneceu amarela;
 A solução de dicromato mudou de alaranjado para amarelo;
Etapa 3 - Após concluída a parte acima, colocou-se outros 5 ml (10 gotas) de
cada solução (cromato e dicromato) em dois outros tubos de ensaio limpos,
adicionando alternadamente a cada tubo, gota a gota, de uma solução de ácido
clorídrico  1 mol/L até que se observasse mudança de cor em uma das
soluções.
 
 Após a mistura:
 A solução de cromato mudou de amarelo para alaranjado;
 A solução de dicromato permaneceu alaranjada;
 Ao adicionar o  à solução de , percebeu-se uma mudança de cor
na solução, de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando
adicionou-se o  à solução de , que mudou de alaranjada para amarela.
Isso aconteceu porque os íons  e , quando estão em solução,
estabelecem um equilíbrio químico. Nesse equilíbrio, o , que é um íon
amarelo, se transforma em , assim como o , que é alaranjado, se
transforma em

. Sabe-se que uma diminuiçãode pH favorece a formação
do íon dicromato, e por isso a adição do  tornou a solução alaranjada. Houve,
então, um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do íon dicromato. Por
outro lado, um aumento de pH favorece a formação do íon cromato, e por isso a
adição de  tornou a solução amarela. Este equilíbrio pode ser representado
pelas equações abaixo :
        
         
Na etapa seguinte, acrescentou-se alternadamente, gota a gota, de  1
mol/L a cada um dos tubos da etapa até que se observa-se mudança de cor em um
tubo.
 Após a mistura:
 A solução de cromato mudou de alaranjado para amarelo;
 A solução de dicromato mudou de alaranjado para amarelo;
 
 Em seguida, acrescentou-se alternadamente, gota a gota, de  1 mol/L a
cada um dos tubos da etapa 2 até que se observa-se mudança de cor em um dos
tubos.
 Após a mistura:
 A solução de cromato mudou de amarelo para alaranjado;
 A solução de dicromato mudou de amarelo para alaranjado;
 Ao adicionar hidróxido de sódio aos tubos da etapa 3 ocorreu mudança de cor
em ambos os tubos. Isso aconteceu porque ao adicionar o hidróxido de sódio aos
tubos, os íons  do hidróxido reagiram com os íons  do ácido
neutralizando a reação ( o ácido e a base possuíam a mesma concentração molar e
aproximadamente o mesmo volume) fazendo com que o pH da solução aumentasse
favorecendo a formação de íons cromato. O similar ocorreu ao se adicionar  aos
tubos da etapa 2, como os íons do ácido e da base possuíam a mesma
concentração e aproximadamente o mesmo volume, ocorreu uma reação de
neutralização, diminuindo o pH da solução favorecendo, assim, a formação de íons
dicromato. As reações de neutralização são dadas abaixo:
           
           
 
Parte D - Parte D - Equilíbrio de Cromato de Bário com uma Equilíbrio de Cromato de Bário com uma solução saturadasolução saturada
Na última parte do experimento, utilizou-se o Cromato de Bário, , e
analisou o descolamento de seu equilíbrio após misturá-lo com outras substâncias.
O equilíbrio do sal está descrito abaixo:
        
Nessa primeira etapa, adicionou-se 10 gotas de , 0,10 mol/L, em um
tubo de ensaio limpo, e em seguida, acrescentou-se gotas de Cloreto de Bário,
, 0,10 mol/L, até notar-se uma mudança na coloração da substância. O
Cromato inicialmente apresentava uma coloração amarelada, e após a adição do
cloreto, verificou-se a formação de um precipitado, que nesse caso é o . A
reação está descrita abaixo:
          
Na segunda etapa, pegou-se outro tubo de ensaio limpo, e adicionou-se 10
gotas de , 0,10 mol/L, e depois mais 2 gotas de  e em seguida, 10 gotas
de , 0,10 mol/L. Com isso, pode reparar e a solução manteve a sua coloração
alaranjada e não formou precipitado, logo foi suposto que não houve reação.
Na terceira etapa, foi utilizado o tubo de ensaio da primeira etapa, e assim
acrescentou-se gotas de , 1,0 mol/L, até que se fosse possível notar uma
alteração. Verificou-se que o amarelo turvo que estava anteriormente, ficou
alaranjado e sem precipitado.
Nessa quarta etapa, utilizou-se o tubo de ensaio da segunda etapa, e foi
adicionado gotas de uma solução de  até notar alguma modificação. A
 
princípio, a solução apresentava coloração alaranjada e precipitado, e após o
acréscimo da base, notou-se uma coloração amarelada com formação de
precipitado.
 Agora apresentando as análises dos resultados, tem-se que na primeira
etapa, houve a formação de precipitado, pois na medida em que adicionava o cloreto
de bário, o cátion desse composto se ligava ao cromato, e assim tendiam a formar o
precipitado.
Na terceira parte, o acréscimo de um ácido forte, , na solução do cromato
de potássio, faz com que o equilíbrio entre o cromato e o dicromato, favoreça a
formação do dicromato, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, pois o aumento
na concentração de  favorece a formação do ânion  e ao mesmo tempo,
reduz a concentração de 

. Abaixo está o equilíbrio em meio ácido:
     +  
AMARELOAMARELO ALARANJADAALARANJADA
Outro fator marcante nessa terceira etapa é o “desaparecimento” do
precipitado. Isso ocorre, pois quando se aumenta a concentração de 

 noequilíbrio, a concentração do ânion  tende a diminuir, e assim desfavorece a
formação do composto insolúvel .
Na quarta parte, após adicionar a base forte, , notou-se que a solução
mudou de cor alaranjada para amarelo com precipitado. Isso pode ser esclarecido,
analisando a reação do equilíbrio abaixo, em meio básico:


  

   

   
ALARANJADA AMARELOALARANJADA AMARELO
 
 O aumento na concentração de  faz com que a concentração de
 diminua, e simultaneamente, favoreça a formação de . Assim, o
aumento da concentração de , faz com que aumente a formação do
precipitado .
 A partir dessas explicações, pode-se explicar o que aconteceu na segunda
parte. Utilizando como base a discussão sobre a etapa 3 em que o acréscimo de
ácido, faz a reação tender a formação de , pode-se concluir que, após
adicionar ácido em uma solução de , apenas acidificou ainda mais a solução
e aumentou a concentração do ânion em questão, e por isso não houve mudança na
coloração e nem formação de precipitado.
Com bases nas discussões elaboradas, é possível premeditar o que
aconteceria caso adicionasse base no tubo da primeira parte. Quando se adicionaum hidróxido em uma solução em equilíbrio com predomínio de , a solução irá
aumentar o pH, e também aumentará a concentração desse cromato, logo
permanecerá a coloração amarelada e consequentemente, terá uma maior
quantidade de precipitado.
 
UNIVERSIDADUNIVERSIDADE FEDERAL DO E FEDERAL DO ESPÍRITO SANTOESPÍRITO SANTO
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICACURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
GUILHERME ALVES LIMA
JOÃO VÍCTOR MELO AMARAL
THIAGO PAVESI GUIGNONE SANTOS
EXPERIMENTO Nº 8;EXPERIMENTO Nº 8;
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA – LEI DE HESS LEI DE HESS
SÃO MATEUS
FEVEREIRO, 2014
 
GUILHERME ALVES LIMA
JOÃO VÍCTOR MELO AMARAL
THIAGO PAVESI GUIGNONE SANTOS
EXPERIMENTO Nº 8;EXPERIMENTO Nº 8;
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA – LEI DE HESS LEI DE HESS
Relatório experimental apresentado à disciplina
de Química Geral Experimental como atividade
avaliativa do 2º período do curso de Engenharia
Química da Universidade Federal do Espírito Santo.
Professor (a): Drª Gilmene Bianco
SÃO MATEUS
FEVEREIRO, 2014