RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 5

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RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
ARTHUR HENRIQUE FERREIRA - 2014140132 
MATEUS FILIPE REIS FRAGA - 2014140213
PROFESSOR: ANA PAULA DE CARVALHO TEIXEIRA
QUÍMICA GERAL PRÁTICA - PU2C
09 DE OUTUBRO DE 2014
EXPERIMENTO 5 – EQUILÍBRIO QUÍMICO
INTRODUÇÃO
No século XIX o químico Le Chatelier demonstrou que um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos da variação da temperatura, pressão e concentração. Surgiu então o princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se, ou adaptar-se, de modo a reduzir o efeito perturbador, restabelecendo a condição de equilíbrio”. Tal princípio é muito útil para prever como sistemas em equilíbrio podem responder a vários tipos de perturbações.
A formação de substâncias em uma equação química pode ocorrer nos dois sentidos, à formação de produtos a partir dos reagentes, e a voltas desses produtos a reagentes, a este sistema damos o nome reversível. Dizemos que um sistema está em equilíbrio quando a velocidade no sentido de formação dos produtos é igual à velocidade do sentido contrário, e a composição da mistura de reação é constante. 
OBJETIVOS
Estudar sistemas em equilíbrio químico: verificação experimental do princípio de Le Chatelier.
MATERIAIS
1 suporte para tubos de ensaio; 5 tubos de ensaio; 2 béqueres de 50 mL; 1 béquer de 250 mL; 1 chapa de aquecimento; 1 pinça de madeira; 2 pipetas graduadas de 10 mL; 1 proveta de 5 mL; 1 pró-pipeta ou pêra; frasco para resíduo.
REAGENTES
Soluções aquosas de: K2CrO4 0,05 mol L-1 (2 mL); K2Cr2O7 0,05 mol L-1 (8 mL); NH4OH 0,5 mol L-1 (2 mL); HCl 1 mol L-1; NaOH 1 mol L-1; Ba(NO3)2 0,03 mol L-1 (2 mL); HCl concentrado (2 mL); CoCl2 (solução hidro-alcoólica) (4 mL); solução alcoólica de fenolftaleína.
PROCEDIMENTOS
▪ Estudo do equilíbrio do sistema 1:
Colocou-se 3 tubos de ensaio no suporte, em dois deles adicionou-se 2 mL de K2Cr2O7 0,05 mol L-1 (laranja) e no outro colocou-se 2 mL de K2CrO4 0,05 mol L-1 (amarelo).
Em um tubo de ensaio contendo solução de íons dicromato, adicionou-se 0,5 mL (aproximadamente 10 gotas) da solução de NaOH 1 mol L-1.
Adicionou-se ao mesmo tubo 1 mL de HCl 1 mol L-1.
Agitou-se e comparou-se com os outros tubos.
No tubo de ensaio contendo K2CrO4 0,05 mol L-1, adicionou-se 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,03 mol L-1.
Agitou-se e observou-se se houve a formação de precipitado.
No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol L-1, repetiu-se o mesmo procedimento acima.
▪ Estudo do equilíbrio do sistema 2:
Em um tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia (0,5 mol L-1) e uma gota de solução de fenolftaleína.
Despejou-se esta solução sobre um pano branco e agitou-se no ar e deixou em repouso por cerca de 5 minutos.
▪ Estudo do equilíbrio do sistema 3:
Em um tubo de ensaio colocou-se 2 mL da solução vermelha.
Adicionou-se, cuidadosamente, HCl concentrado (que se encontrava na capela) até observar qualquer variação.
Ao mesmo tubo de ensaio adicionou-se, lentamente, H2O destilada até observar alguma mudança macroscópica.
Aqueceu-se o tubo de ensaio em banho Maria.
Resfriou-se o tubo em água corrente.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ↔ Cr2O72-(aq) + H2O(l)
No tubo de ensaio em que foi colocada 2 mL da solução de íons dicromato 0,05 mol.L-1, que possuía coloração alaranjada, foram colocadas 10 gotas da solução de NaOH 1 mol.L-1. Logo foi notado que a solução deixou de ser alaranjada e passou a ter coloração amarelada.
O equilíbrio químico da reação é em função da quantidade de íons H+. No caso deste experimento, foi acrescentada uma solução de caráter básico, ou seja, com predomínio de íons OH- sobre H+. Ao acrescentar a solução básica, o equilíbrio do sistema foi quebrado, e o sentido da reação que consumia íons H+ passou a ser favorecido. Em contrarresposta, com finalidade de recuperar o equilíbrio, o sistema começou a reagir no sentido contrario ao favorecido, o sentido de formação de íons cromato, por isso a solução passou a ter coloração amarelada, característica do íon cromato. 
Ao mesmo tubo foi acrescentada 1 mL de solução 1 mol.L-1 de HCl. A solução foi agitada, foi notado que a solução voltou a ficar alaranjada, e percebeu-se que havia uma substância sólida branca precipitando.
Mais uma vez o equilíbrio do sistema foi afetado, desta vez ao ser adicionada a solução ácida de HCl, a reação favorecida foi a de formação de H+, por conter agora maior concentração do íon. Em contrarresposta, o equilíbrio foi deslocado para o sentido contrário, o sentido de neutralização (formação de H2O), o sentido de formação de íons dicromato, que possui coloração alaranjada. O precipitado formado era simplesmente NaCl, produto das duas soluções que foram acrescentadas ao sistema, NaOH e HCl.
No tubo contendo a solução de K2CrO4, foram adicionadas 2 gotas de solução de Ba(NO3)2, agitou-se o tubo e foi notada a formação de precipitado. No tubo contendo K2Cr2O7 também foram acrescentadas 2 gotas de solução de Ba(NO3)2, porém aparentemente nada mudou. Porém, estudando os dados fornecidos, concluiu-se que havia formado precipitado nos dois tubos, mas um deles era pouquíssimo solúvel (BaCrO4, solubilidade: 8,5 x 10-11 mol.L-1) e outro em completamente solúvel em água (BaCr2O7, solúvel).
Estudo do Equilíbrio do Sistema: NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) ; ∆H < 0
Em um tubo foi adicionado 2 mL de água, em seguida foi acrescentadas 3 gotas de solução de amônia, e uma gota de solução de fenolftaleína. Em seguida despejou-se a solução sobre um pano, e ao passar do tempo notou-se que a mancha que era rosa desapareceu. 
Ao acrescentar a solução de amônia na água, o sentido do equilíbrio foi alterado, a reação de formação de amônio foi favorecida, como na formação de amônio a concentração do íon OH- sobrepõe a do íon H+, o meio fica básico, por isso a fenolftaleína fica rosa. Em contrarresposta, para reestabelecer o equilíbrio, o sistema começa a favorecer o sentido contrário ao que foi favorecido artificialmente antes. Por isso, ao ser despejado sobre um pano a solução após um tempo, a mancha deixa de ser rosa e passa a ser incolor. O tecido seca rapidamente porque a formação de amônia está sendo favorecida no momento e como ela é muito volátil, a amônia acaba evaporando e dispersando pelo ar.
Estudo do Equilíbrio do Sistema: [CoCl4]2-(alc) + 4 H2O(l) ↔ [Co(H2O)4Cl2](alc) + 2Cl-(aq) ; ∆H<0
 Azul Vermelho
Em um tubo colocou-se 40 gotas da solução vermelha e em seguida foi adicionado HCl concentrado até observar uma mudança, que foi a solução deixar de ser vermelha e tornar-se azul escuro. Lentamente acrescentou-se água destilada até que foi observada a mudança de cor novamente, tornando a ficar vermelha. Após, aqueceu-se o tubo em banho-maria e depois de um tempo foi observada a solução no interior do tubo ficar azul escuro novamente. 
Ao acrescentarem o ácido, a concentração de íons Cl- aumentou, favorecendo o sentido de formação da solução vermelha. Em contrarresposta o sistema a fim de recuperar o equilíbrio começou a favorecer a formação da solução azul, até que fosse reestabelecido o equilíbrio. Na solução, agora com sua coloração azul, foi adicionado aos poucos água destilada. O equilíbrio foi afetado novamente, mas agora o sentido de formação da solução azulada foi favorecido com o acréscimo de água, e em contrarresposta o sistema favoreceu a formação da solução avermelhada a fim de que fosse recuperado o equilíbrio químico do sistema, tornando-se a ter a coloração vermelha.
O tubo foi aquecido no banho-maria e após um tempo foi observado que a solução ia mudando de cor gradativamente até ficar completamente azul escuro. Isto porque o sentido favorecido foi o de formação da solução azul é endotérmico, absorvendo o calor do meio que estava em aquecimento gradativo.
CONCLUSÃO
Nos trêsexperimentos realizados pode-se verificar a aplicação do princípio de Le Chatelier nas reações. Ao alterar a temperatura e a concentração dos elementos nos sistemas estudados, confirmou-se o deslocamento do equilíbrio através das variações ocorridas, principalmente a mudança de coloração, a fim de contrabalancear as reações.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2001.
RUSSELL, John. B. Química Geral,Volume I, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil – 1994.
QUESTIONÁRIO
1. a)
b)
c) 
2. [CoCl4]2-(alc) + 4 H2O(l) ↔ [Co(H2O)4Cl2](alc) + 2Cl-(aq) ; ∆H<0
a) Ao adicionar CaCl2, poderá se observar a solução ficando azul, pois a concentração de água diminui, pois o agente higroscópico absorve a água, e para recuperar o equilíbrio o sistema favorece o sentido contrário ao reagente adicionado.
b) Ao adicionar NaCl, poderá se observar a solução ficando azul, pois a concentração de íons Cl- aumenta, e para recuperar o equilíbrio o sistema favorece o sentido contrário ao reagente adicionado.
c) Ao adicionar Pb2+, poderá se observar a solução ficando vermelha, pois a concentração de íons Cl- diminui, porque reage com o chumbo, e para recuperar o equilíbrio o sistema favorece o sentido contrário ao reagente adicionado, além de formar um precipitado que se deposita no fundo do tubo por ser insolúvel em água.
3. a) Á medida que se abaixa a temperatura o sentido da reação favorecido será o da formação de A e B, pois é o sentido em que a reação é endotérmica, que absorve o calor do meio. Se fosse aquecido, a reação favorecida seria a exotérmica.
b) Ao aumentar a pressão, o sentido da reação se desloca para a formação de C, pois A e B estão em solução alcoólica, enquanto apesar de C estar em solução alcoólica há formação de água juntamente a C, e como a pressão de vapor da água é menor do que o do álcool etílico, o sentido da reação é o de formação de água.
4. Ao aumentar o pH do sistema (adicionando OH- ou consumindo o H+ presente), o equilíbrio é desfeito, e a princípio o sentido da formação de dicromato é favorecido artificialmente, porém para que reestabeleça o equilíbrio, o sistema reage no sentido contrário ao favorecido, assim formando mais cromato, que tem coloração amarelada, por isso após um período de tempo a solução fica amarelada.
5. a) Com base nos valores de H (variação de entalpia), podemos dizer que a reação direta é endotérmica, assim o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para direita.
b) Nesta equação o aumento da temperatura propicia o efeito contrário, por ser exotérmica (variação de entalpia negativa) o equilíbrio se desloca para esquerda.
6. Sim, segundo o princípio de Le Chatelier quando há uma perturbação em um sistema em equilíbrio, neste caso a concentração de amônia, o sistema se desloca para reestabelecer seu equilíbrio, que é definido como velocidade igual de formação de produtos/reagentes. Ao abrir o frasco e desprender amônia, temos uma redução dessa substância no sistema, isolando novamente o sistema as reações ocorrerão com maior intensidade no sentido de formação da amônia até recuperar o equilíbrio.
7.a) A reação desloca com mais intensidade no sentido direto, favorecendo a formação de SO3 (g).
b) A reação desloca com mais intensidade no sentido contrário, favorecendo a formação de CaCO3(s).
c) A reação desloca com mais intensidade no sentido direto, favorecendo a formação do HBr(l).
8. a)
b)
 
c) Com o aumento da pressão o equilíbrio do sistema se desloca para o lado em que o número de moléculas gasosas for menor, para sistemas exclusivamente gasosos. O oposto ocorre quando diminuímos a pressão. Na equação apresentada, temos o mesmo número de moléculas nos dois lados da equação química, sendo assim as alterações de pressão não deslocará o equilíbrio para nenhum dos lados.