PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER: EQUILÍBRIO CROMATO-DICROMATO 
 
INTRODUÇÃO 
Nesta experiência será objecto de estudo uma reacção em que há reversibilidade considerável. 
Trata-se da reacção entre os iões cromato, 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− que são amarelados, e os iões dicromatos, 
𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− que são alaranjados. A equação química da reacção em estudo é a seguinte: 
2𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− + 2𝐻(𝑎𝑞)
+ ↔ 𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− + 𝐻2𝑂(𝑙) 
O procedimento envolve a variação da concentração de iões hidrogénio, [𝐻(𝑎𝑞)
+ ], de modo a se 
observar como as concentrações das espécies amareladas e alaranjadas variam. 
Na parte I do procedimento deve ocorrer apenas uma mudança de cor: 
- quanto mais amarelada a tonalidade da solução, maior é a quantidade de iões 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− 
presente; 
- quanto maior a intensidade da cor laranja da solução, maior é a quantidade de iões 
𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− presente. 
Nessa parte, proceder-se-á à adição de HCl(aq) que é uma fonte directa de iões 𝐻(𝑎𝑞)
+ . Pelo que, a 
adição de HCl(aq) equivale a aumentar a [𝐻(𝑎𝑞)
+ ] na reacção. Haverá também a adição de 
NaOH(aq), que tem a função de remover iões 𝐻(𝑎𝑞)
+ da reacção, pela neutralização ácido-base. 
Logo, a adição de NaOH(aq) equivale a reduzir a [𝐻(𝑎𝑞)
+ ] na reacção. 
É necessário distinguir a mudança de cor causada pela diluição (a tonalidade da solução torna-
se mais pálida por adição de água) da mudança de cor de amarela para laranja, ou vice-versa. 
Na parte II deverá ser observada a formação do precipitado BaCrO4(s). A quantidade de 
precipitado formada é directamente proporcional à quantidade de iões 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− presente. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
10 tubos de ensaio. 
01 grade para tubos de ensaio. 
05 copos de precipitação contendo as soluções reagentes, e 05 conta gotas. 
Soluções 0,1 mol/l em K2CrO4, K2Cr2O7, HCl, NaOH e Ba(NO3)2 
 
PROCEDIMENTO 
Parte I 
1 – Transferir aproximadamente 1 ml (cerca de 10 gotas) de solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− para 
um tubo de ensaio. E num outro tubo de ensaio transferir a mesma quantidade (10 gotas) de 
solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− . Registe a cor inicial de cada solução. 
2 – Adicionar a cada um dos tubos a solução 1,0 mol/l em HCl gota a gota (um máximo de 05 
gotas) e registar a mudança de cor. 
3 – Repetir o passo 1 com novas soluções (agora devem estar 04 tubos de ensaio com soluções 
coloridas). Registar a cor de cada solução inicial. 
4 - Adicionar a cada um dos tubos a solução 1,0 mol/l em NaOH gota a gota (um máximo de 05 
gotas) e registar a mudança de cor. 
5 – A um dos tubos do passo 1, adicionar a solução 1,0 mol/l em NaOH gota a gota (um máximo 
de 10 gotas) e registar a eventual mudança de cor (de alaranjada para amarelada). 
6 – A um dos tubos do passo 2, adicionar a solução 1,0 mol/l em HCl gota a gota (um máximo 
de 10 gotas) e registar a eventual mudança de cor (de amarelada para alaranjada). 
 
Parte II 
7 – Transferir aproximadamente 1 ml (cerca de 10 gotas) de solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− para 
um tubo de ensaio. Adicionar 02 gotas de solução 1,0 mol/l em NaOH (nota: isto reduzirá a 
quantidade de iões hidrogénio; e o que ocorrerá com a quantidade de iões 
𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− presente?). Adicionar gota a gota a solução 0,1 mol/l em Ba(NO3)2, até que se observe 
uma mudança (a turvação da solução e deposição de sólido no fundo do tubo de ensaio). 
8 – Transferir aproximadamente 1 ml (cerca de 10 gotas) de solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− para 
um tubo de ensaio. Adicionar 02 gotas de solução 1,0 mol/l em HCl (nota: isto aumentará a 
quantidade de iões hidrogénio; e o que ocorrerá com a quantidade de iões 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− presente?). 
Adicionar 10 gotas da solução 0,1 mol/l em Ba(NO3)2, e registar uma eventual mudança que se 
observar na solução. 
9 – Ao tubo de ensaio do passo 7 adicionar gota a gota a solução 1,0 mol/l em HCl até que se 
observe uma mudança no aspecto físico da solução (deverá ocorrer a dissolução do sólido, e o 
surgimento do tom alaranjado). 
10 – Ao tubo de ensaio do passo 8 adicionar gota a gota a solução 1,0 mol/l em NaOH até que 
se observe uma mudança no aspecto físico da solução (deverá ocorrer formação de um sólido, e 
o surgimento do tom amarelado). 
11 – Transferir aproximadamente 1 ml (10 gotas) de solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞)
2− para um tubo 
de ensaio, e a mesma quantidade de solução 0,1 mol/l em 𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− noutro tubo de ensaio. 
Adicionar 05 gotas da solução 0,1 mol/l em Ba(NO3)2 a cada tubo de ensaio. Anotar as 
observações, e comparar estas com as que foram feitas anteriormente aquando da adição da 
solução aquosas de HCl ou de NaOH antes da adição da solução de iões 𝐵𝑎(𝑎𝑞)
2+ . 
 
TRATAMENTO DE DADOS 
- Apresentar as equações químicas acertadas para todas as misturas realizadas em cada passo 
do procedimento, e comentar reacções observadas com as informações registadas. 
- Sobre as mudanças na posição do equilíbrio do sistema em estudo construir a tabela seguinte: 
 
Utilizar setas (para cima ou para baixo) para indicar cada mudança observada como resultado 
da alteração introduzida ao sistema em equilíbrio. Assim, a observação do aumento da 
tonalidade laranja deve ser indicada com uma seta para cima na coluna de 𝐶𝑟2𝑂7(𝑎𝑞)
2− . Embora 
não seja visível, uma vez que a quantidade é muito pequena comparada com a quantidade de 
água presente, deve haver também um aumento da quantidade de 𝐻2𝑂(𝑙) presente, pelo que esta 
deverá ter também uma seta orientada para cima. 
- Explicar cada mudança de cor que ocorre referindo-se à tabela acima, e explicar o que 
aconteceu com base no princípio de Le Chatelier. 
- Utilizar a evidência a partir da adição de iões 𝐵𝑎(𝑎𝑞)
2+ e a tabela construída acima para explicar 
os resultados da reacção de precipitação. Explicar por que razão se adicionou HCl(aq) ou 
NaOH(aq), e por que causa estas espécies químicas agiram sobre a reacção de precipitação. 
- Explicar como os resultados observados no último passo do procedimento provam que de facto 
se trata de um equilíbrio químico.