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Equilíbrio Químico Alunas: Caroline Pagani Isabella Porto Thayannah Moreira O equilíbrio é atingido quando as velocidades de formação de produto e decomposição do reagente se igualam, logo, V1=V2*. *Legenda: V1=reação direta; V2=reação inversa; Princípio de Le Châtelier: “Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação a temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.” Variantes do equilíbrio: Concentração; Pressão e volume; Calor e temperatura; Tabela de deslocamento Perturbação externa Deslocamento no sentido de Aumenta valor de K Aumento da concentração Consumo da substância Não Diminuição da concentração Formação da substância Não Aumento da pressão Menor volume Não Diminuição da pressão Maior volume Não Aumento da temperatura Absorção de calor Sim Diminuição da temperatura Liberação de calor Sim Catalisador Não desloca Não Equilíbrio iônico Equilíbrio Químico 1 OBJETIVO Neste experimento, estudaremos os deslocamentos do equilíbrio químico em função da temperatura e da concentração dos reagentes e produtos Procedimentos Observação da reversibilidade das reações: Colocou-se cerca de 1,0 g de CuSO4.5H2O em um almofariz, triturou e transferiu para o cadinho. Aqueceu-se o material até desaparecer a cor azul. Retirou-se do aquecimento para resfriar o cadinho. No cadinho frio adicionou-se água fria. Verificou e anotou o que aconteceu. Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio: Neste estudo é utilizada uma solução hidro-alcoólica de cloreto de cobalto(II),preparada dissolvendo 1,0g de COCl2 em 50mL de etanol. Utilizou-se 4 tubos de ensaio: No tubo n° 1: 2,0 mL de solução hidro-alcoólica de COCl2 e guardou; No tubo n° 2: Colocou 10 mL da solução hidro-alcoólica de COCl2 e adicionou água lentamente, com um auxilio de uma pipeta, até o aparecimento da cor vermelha. Colocou no tubo n ° 3 cerca de 2,0 mL da solução obtida e guardou. Aqueceu o restante da solução do tubo 2 em banho-maria, até a mudança de cor. Para isto, colocou para aquecer cerca de 150 mL de um bequer de 200 mL e mergulhou-se o tubo na água do béquer. Depois da mudança de cor da solução, colocou-se cerca de 2,0 mL dessa solução em um tubo de ensaio e guardou. O restante da solução aquecida em banho-maria foi resfriada em um banho de gelo até mudar de cor. Comparou-se as cores dos tubos e interpretou o deslocamento do equilíbrio. Resultados H2O 1 2 3 4 As reações podem ser reversíveis aquecendo ou resfriando o material. O efeito da concentração pode alterar o equilíbrio para a direita ou para esquerda. CONCLUSÕES Equilíbrio Químico 2 OBJETIVO: Verificar experimentalmente o princípio de Le Chatelier. Procedimentos Identificou-se em cada tubo de ensaio e colocou em 7 deles, 2 mL de solução de dicromato 0,1mol/L, em 3 tubos 2 mL solução de cromato 0,1mol/l e em 2 tubos, 2mL solução de cromato 0,025mol/L. RESULTADOS A e B -> Ao adicionar NaOH em , percebemos uma mudança de coloração de laranja para amarelo, pois aumentamos a concentração de OH-, portanto o equilíbrio desloca-se para a esquerda. Já a adição de NaOH em , permanece amarelo. C e D -> Ao adicionar HCl na solução de ocasiona no aumento dos íons deste lado da reação, assim pro equilíbrio ser reestabelecido, desloca-se para a direita. Já a adição de HCl em , permanece laranja. A B C D E e F -> Ao adicionar NaOH em equilíbrio deslocado para a esquerda, como foi explicado. E na adição de HCl permanece na cor laranja. G e H -> Ao adicionar (CH3COO)2Ba em permaneceu da mesma cor e foi formado que é solúvel, mas mesmo assim há corpo de fundo em pouca quantidade, porque também há ainda um pouco de , formando que é insolúvel. Ao adicionar (CH3COO)2Ba em há corpo de fundo em maior quantidade. E F G H G H I J K L CONCLUSÕES Equilíbrio Iônico Determinação da constante de equilíbrio ácido e base (Ka e Kb) e estudar o efeito de eletrólitos fracos sobre o pH. Procedimentos Determinação da constante de equilíbrio ácido e base: A partir de uma solução de ácido acético concentrado prepare 100ml de solução 0,025 mol/L, 100ml de solução 0,10 mol/L e 100ml de solução 0,5mol/L. Coloque cada uma destas soluções em béqueres de 50ml e meça o pH. A partir de uma solução de amônia concentrada prepare 100ml de solução 0,025mol/L, 100ml de solução 0,1 mol/L e 100ml de solução 0,5 mol/L. Coloque cada uma destas soluções em béqueres de 50ml e meça o pH. Estudo dos eletrólitos fracos sobre o pH: Em tubos de ensaio adicione 2 mL a cada sistema indicado na tabela, 4mL de água e com auxilio de 2 gotas de indicadores (alaranjado de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína)determine o pH de cada solução. Determinação da constante ácida (Ka) [Ácido Acético] pH Temperatura α Ka(mol/L) 0,025 mol/L 3,29 19,5 ºC 2,09% 1,07 x 0,10 mol/L 3,00 19,1ºC 1,01% 1,01x 0,50 mol/L 2,64 19,0 ºC 0,46% 1,06 x Quanto mais concentrado, menor o valor do pH. CH3COOH ⇄ CH3COO- + H + CH3COOH ⇄ CH3COO- + H + Início0,025 mol/L 0 0 Variação -5,13x mol/L -5,13x mol/L -5,13x mol/L Equilíbrio 2,45x mol/L -5,13x mol/L -5,13x mol/L Ka = 1,07 x Ka α Determinação da constante básica Kb NH3 ⇄ OH- + NH4 + [Amônia] pOH Temperatura α Kb (mol/L) 0,025 mol/L 10,01 19,6 ºC 0,41% 4,16 x 0,10 mol/L 10,21 19,8 ºC 0,16% 2,62 x 0,50 mol/L 10,56 19,5 ºC 0,073% 2,64 x Quanto mais diluída, maior o pH. NH3 ⇄ OH- + NH4 + Kb Início0,025 mol/L 0 0 Variação ≈ 0,025 mol/L mol/L mol/L α Estudo dos eletrólitos fracos sobre o pH INDICADOR COR DA SOLUÇÃO pHDA SOLUÇÃO Alaranjadode metila vermelha <3,1 alaranjado 3,1-4,4 amarela >4,4 Azul debromotimol amarela <6,0 verde 6,0-7,6 azul >7,6 Fenolftaleína incolor <8,0 rósea 8,0-10,0 púrpura >10,0 Correspondência entre pH e cores dos indicadores Nº Sistema Coralaranjado de metila Cor azul debromotimol Corfenolfitaleína pH 1 H2O amarelo verde incolor 6-8 2 NaCl amarelo Verde azulado incolor 4,4-8 3 NH4Cl alaranjado amarelo incolor <6 4 CH3COONa amarelo azul rósea 8-10 5 CH3COONH4 amarelo verde incolor 6-7,6 6 Na2HPO4 amarelo azul rósea 8-10 7 NaHCO3 amarelo azul púrpura >10 8 Na2CO3 amarelo azul púrpura >10 9 NH4 amarelo azul púrpura >10 10 CH3COOH Vermelho amarelo incolor <3,1 H2O CH3COONa H2O NH4Cl NaCl CH3COONH4 Na2HPO4 NaHCO3 Na2CO3 NH4 CH3COOH Conclusões 1H2O: Com os indicadores podemos determinar que o pH está entre 6-8. Podemos dizer que a média do pH é 7, sendo assim ele é neutro. 2NaCl: O pH ficou entre 4,4-8. Como o NaCl é uma reação de neutralização o seu pH deve ser 7. 3NH4Cl: Seu pH é <6. A base conjugada HCl é um ácido muito forte, por isso que o seu pH é ácido. E o NH3 é uma base relativamente fraca que sofre ionização. 4CH3COONa: Seu pH está entre 8-10. Logo esse sal tem caráter básico, pois a base conjugada NaOH é uma base forte. 5CH3COONH4: Seu pH está entre 6-7,6 logo esse sal tem caráter ácido. O NH3 é uma base relativamente fraca. E o CH3COOH é um ácido relativamente fraco logo se aproxima de um pH neutro. 6 Na2HPO4 7 NaHCO3 8Na2CO3 9 NH4 10 CH3COOH Referências Bibliográficas Equilíbrio cromato/dicromato - www.pontociencia.org.br Acessado em: 15/11/2014 Equilíbrio Químico -http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p7.php - Acessado em: 15/11/2014 BROWN, T.L.; LE MAY JR., H.E.; BURSTEN, B.E. Química a Ciência Central, 9ª edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005.
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