pratica 07,08,09 - equilíbrio químico - incompleto

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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
1H2O: 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.
2NaCl: O pH ficou entre 4,4-8. Como o NaCl é uma reação de neutralização o seu pH deve ser 7.
3NH4Cl: 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.
4CH3COONa: Seu pH está entre 8-10. Logo esse sal tem caráter básico, pois a base conjugada NaOH é uma base forte.
5CH3COONH4: 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
8Na2CO3
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.