Relatório Pratica 5 Equilíbrio químico UFPE

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CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE
NÚCLEO DE TECNOLOGIA
CURSO: ENGENHARIA CIVIL
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 1
PROFª: ÉRIKA MARINHO
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Relatório do Experimento 5
Equilibrio Quimico.
Caruaru, PE
Maio, 2018
SUMÁRIO
Introdução...................................................Pág 3
Objetivo.......................................................Pág 5
Metodologia.................................................Pág 4
Resultados..................................................Pág 5
Conclusão...................................................Pág 8
Referências Bibliográfica.............................Pág 9
Anexos........................................................Pág 10
 Anexo 1......................................................Pág 10
 Anexo 2......................................................Pág 10
 Anexo 3......................................................Pág 10
Introdução
Muitas reações ocorrem de forma completa, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido. Existem sistemas em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Esses sistemas são denominados reversíveis e representados por ⇄. Essa situação ocorre tanto em processos químicos como em processos físicos. (USBERCO, J; Salvador, E; 2002).
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. Equilíbrio químico é ponto em que as concentrações de todas as espécies são constantes. O equilíbrio é dinâmico porque a reação não para, mas as velocidades opostas se igualam. (Brown)
Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem a mudanças das condições em que as reações ocorrem. Quando alteramos um equilíbrio por adição ou remoção de um reagente, o valor de ΔG varia e a composição muda até restaurar a condição de ΔG = 0. A composição também pode variar para se ajustar a mudanças de pressão ou temperatura. (ATKINS; JONES, 2012).
Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. (ATKINS; JONES, 2012).
A intenção desse experimento é averiguar de forma qualitativa alguns estados de equilíbrio, enfatizando os efeitos de perturbações externas.
Objetivos
Conhecer os métodos de separaçao de misturas e analisar em quais situações se adequam.
Metodologia
Primeiramente, foi pipetado 1 ml de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e aos poucos acrescentando solução de Cromato potássio (K2CrO4) 0,1 M até que não houvesse formação de precipitado. Observou-se a cor do precipitado e da solução após adicionar cada gota. Deixando precipitar e logo após lavando o precipitado com água destilada até que a fase aquosa permanecesse incolor.
Em outro tubo de ensaio, colocou 1 ml de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e aos poucos acrescentou solução de Oxalato de Sódio (Na2C2O4) 0,1 M até que não se formou mais precipitado. Novamente foi feito a lavagem do precipitado da mesma forma do anterior.
Após a conclusão dessas duas partes, adicionou-se 3 gotas de solução de cromato de potássio 0,1 M e 2 gotas de água ao oxalato de prata e observando os íons de cromato substituindo os íons oxalato nas condições presentes. A descoloração da solução foi uma medida de reação.
Foi pipetado 3 gotas de solução de oxalato de sódio 0,1 M ao precipitado de cromato de prata. Observando o que ocorreu com o precipitado após o procedimento.
Nesta etapa, foi colocado 1 ml de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e acrescentou solução KI até completar a precipitação do iodeto de prata. Em seguida, mantendo o tubo cinco minutos em água fervendo. Retirou-se o tubo e o deixou esfriar em repouso ( os resultados foram analisados e seram discutidos na próxima parte do relatório).
Para análise do principio de Le Chatelier, colocou cerca de 1 ml de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio e adicionando 1 gota de HCl 0,1 M para tornar a solução ácida. Repetiu-se este procedimento com Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 M. Adicionou-se NaOH 1M a esses tubos. As mudanças obtidas na coloração ao colocar algumas vezes HCl e NaOH foram observadas e seram discutidas no próximo tópico.
 
 
 4.Resultados
 No primeiro tubo de ensaio, se encontrava 0,1mL de solução nitrato de prata (AgNO3) com concentração 0,1M, subsequente a adição de solução cromato de potássio (K2CrO4) concentração 0,1M (gota por gota), houve formação de precipitado, exceto a partir da 4ª gota, então deduz-se que nesse momento que o sistema alcançou seu ponto de equilíbrio. A seguinte reação balanceada ocorreu:
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Formou-se a partir da reação um precipitado sólido. O precipitado nessa reação é cromato de prata (Ag2CrO4), com coloração marrom. Em fase aquosa nos produtos temos nitrato de potássio (KNO3). Depois de lavado o conteúdo precipitado, restou no tubo de ensaio apenas o precipitado e água, foi adicionado 3 gotas de solução oxalato de sódio (Na2C2O4) concentração 0,1M, observamos que nada aconteceu e a solução permaneceu com a mesma coloração (deduzimos eu não houve reação), logo através do fato observado concluímos que o oxalato de sódio (Na2C2O4) não reage com cromato de prata (Ag2CrO4).
No segundo tubo de ensaio, que desta vez continha 0,1mL de solução nitrato de prata (AgNO3) concentração 0,1M, subsequente a adição de solução oxalato de sódio (Na2C2O4) concentração 0,1M (gota por gota), houve formação de precipitado, exceto também a partir da 4ª gota, então deduz-se que nesse momento que o sistema alcançou seu ponto de equilíbrio. A seguinte reação balanceada ocorreu:
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Formou-se a partir da reação um precipitado sólido. O precipitado nessa reação é oxalato de prata (Ag2C2O4), com coloração branca. Em fase aquosa da solução temos nitrato de sódio (KNO3). Depois de lavado o precipitado, sobrando no tubo de ensaio apenas o precipitado e água, foi adicionado 3 gotas de solução cromato de potássio (K2CrO4) concentração 0,1M, observamos que ocorreu a seguinte reação:
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Os íons oxalato foram substituídos pelos íons cromato na reação, formando precipitado cromato de prata (Ag2CrO4) e oxalato de potássio (K2C2O4) em fase aquosa, apontando que os íons cromato são mais insolúveis que os íons oxalato. Comprovando essa observação através da determinação do Kps dos dois íons:
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Como a concentração de cromato de prata (Ag2CrO4) é menor que a concentração de oxalato de prata (Ag2C2O4), podemos constatar que oxalato de prata (Ag2C2O4) é mais solúvel que cromato de prata (Ag2CrO4).
No terceiro tubo de ensaio, no qual se encontrava 0,1mL de solução nitrato de prata (AgNO3) concentração 0,1M, subsequente a adição de solução iodeto de potássio (KI) concentração 0,25 M (gota por gota), houve formação de um precipitado, exceto a partir da 5ª gota, foi nesse momento que o sistema atingiu seu ponto de equilíbrio. A seguinte reação ocorreu:
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Formou-se a partir da reação um precipitado sólido. O precipitado desta vez foi o iodeto de prata (AgI), de coloração amarelada. Em fase aquosa temos o nitrato de potássio (KNO3).Após o aquecimento do tubo de ensaio em banho-maria, pudemos observar o aumento do precipitado, portanto a reação de precipitação do iodeto de prata (AgI) é endotérmica, pois a absorção da temperatura favorece a formação dos produtos.
O princípio de Le Chatelier diz que, ao aumentar a temperatura de um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se desloca para o sentido endotérmico (quando a reação absorve calor).
O quarto tubo de ensaio continha 0,1mL de solução cromato de potássio (K2CrO4) concentração 0,1M, foi adicionado à solução 1 gota de ácido clorídrico (HCL) concentração 1M, a partir deste instante o sistema tornou-se ácido, obtendo uma coloração amarelada com pH 2, depois adicionou-se solução hidróxido de sódio (NaOH) concentração 1M ao sistema, que passou a apresentar uma coloração laranjada e tornou-se básico com pH 11.
Estas mudanças na coloração e no pH do sistema acontecem pois quando adicionamos ácido clorídrico (HCL) concentração 1M à solução de cromato de potássio (K2CrO4) concentração 0,1M, estamos favorecendo a formação do produto que é o íon Cr2O7-2 de cor alaranjada e água (H2O), diminuindo então a concentração de H+ na solução, diminuindo assim o pH do sistema. Quando adicionamos o hidróxido de sódio (NaOH) concentração 1M ao mesmo sistema, favorecemos o lado oposto da reação, ou seja, a formação do íon Cr2O4-2 de cor amarelada e H+, aumentando assim a concentração de H+ e diminuindo o pH do sistema. Podemos apontar que o sistema está em equilíbrio, sendo perturbado pelas adições de solução ácido clorídrico (HCL) 1M e de solução hidróxido de sódio (NaOH) 1M. O equilíbrio está representado na equação química abaixo:
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5. Conclusão
O experimento evidenciou que através de alterações nas concentrações de produtos ou reagentes e, ou, temperatura, podemos perturbar sistemas que estão em equilíbrio, favorecendo a formação de mais produtos ou mais reagentes. Tais mudanças ficaram nítidas, com formação de precipitados, solubilizações e alterações de pH.
6. Referências Bibliográficas
USBERCO, J., Salvador, E.; (2002). Química - volume único. 5 edição. Saraiva, São Paulo Parte 1: Química Geral, Unidade 9: Equilíbrio, 290. 
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química-: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman Editora, 2009.
BROWN, T. Química, a ciência central.Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
 7. Anexos
Anexo 1: É provável que a frase “um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica" não lhe seja estranha (se for consulte o professor). Mostre como esta frase decorre do princípio de Le Chatelier.
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Anexo 2: O que acontecerá se você acrescentar ácido clorídrico concentrado a uma solução saturada de NaCl? Por quê?
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Anexo 3: Os produtos de solubilidade de carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são 8,7x10-9 e 4,0x10-11, respectivamente. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de ter o Kps menor.
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