Relatorio concentra;ção de h+

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Efeito da temperatura e Influência da
concentração de íons H+ no equilíbrio 
Acadêmicos: RA:
Beatriz Secco Hashimoto 109547
Juliana Lissa Sato 109560
Luana Caroline de Souza 105085
Giovanna R. P. Fracini 109558
Professora: Profa. Dra. Angélica Machi Lazarin
Curso: Engenharia Química 
Disciplina: Laboratório de Química Geral e Inorgânica 
Turma: 005
 
Maringá, junho de 2018
Introdução 
Em química, a ideia de equilíbrio está associada às reações reversíveis, ou seja, aquelas que ocorrem ao mesmo tempo tanto no sentido direto quanto no sentido inverso. Dizemos que um sistema reversível atingiu o estado de equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais e, consequentemente, as quantidades de reagentes e produtos não se alteram mais.
Existem, no entanto, certas situações externas capazes de perturbar esse estado de equilíbrio químico, processo que é denominado deslocamento de equilíbrio. Deslocar o equilíbrio de uma reação direta ou da reação significa alterar a velocidade da reação direta ou da reação inversa, modificando as concentrações dos reagentes e dos produtos e induzindo o sistema a uma nova condição de equilíbrio.
Quando, por algum motivo, a velocidade de reação direta aumenta, dizemos que o equilíbrio do sistema está sendo deslocado para a direita. Por outro lado, quando a reação inversa tem um aumento de velocidade, dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a esquerda. Essas situações de desequilíbrio são, porém, transitórios, uma vez que o sistema sempre buscará reestabelecer o estado de equilíbrio. 
Ao estudar, as reações químicas e as condições de equilíbrio, o químico francês Henri Louis Le Chatelier observou que era possível prever a direção do deslocamento do equilíbrio e, a partir disso, propôs em 1888 uma ideia geral que ficou conhecida como princípio de Le Chatelier: ''Quando um sistema em equilíbrio sofre alguma alteração, ele tende a se deslocar de forma a minimizar os efeitos dessa alteração.''
O deslocamento de equilíbrio é reagido pelo princípio de Le Chatelier e é provocado basicamente por 3 fatores externos: temperatura, pressão e concentração das substâncias.
Variação da Temperatura
Os sistemas em equilíbrio químico sempre apresentam duas reações: uma exotérmica, na qual há liberação de calor, e uma endotérmica, na qual há absorção de calor. Nesses sistemas, o aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico (para a direita), enquanto a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico (para a esquerda).
Esse comportamento das reações é explicado pelo princípio de Le Chatelier: a absorção de calor pela reação é uma forma de minimizar os efeitos do aumento da temperatura do sistema, ao passo que, a liberar calor é uma maneira de o sistema minimizar os efeitos da redução da temperatura.
Além de causar o deslocamento do equilíbrio, a temperatura é o único fator externo que pode alterar a constante de equilíbrio de um sistema (Kc).
Variação da concentração das substâncias 
O aumento da concentração dos reagentes provoca um aumento da velocidade da reação direta, enquanto o aumento da concentração dos produtos faz com que a reação inversa ocorra mais rapidamente.
Estudou-se uma dessas perturbações mencionadas anteriormente a influência da temperatura no deslocamento do equilíbrio, especificamente na reação de decomposição do nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) quando é aquecido, que se realizada em um sistema fechado forma um equilíbrio químico entre no NO2 produzido e tetróxido de dinitrogênio (N2O4).
2Pb(NO3)2 (s) → 4NO2(g) + 2PbO(s) + O2(g)
2NO2(g)⇌ N2O4 (g)
O equilíbrio quando se aumenta a temperatura é deslocado no sentido da reação endotérmica (absorve energia) quando se diminui o deslocamento é no sentido da reação exotérmica (libera energia) e assim foi possível estudar a sua influência. Para melhor observação do deslocamento do equilíbrio se utilizou-se de uma propriedade de ambas as substâncias a coloração marrom avermelhada do NO2 e a incolor do N2O4.
Portanto, existe outro fator que possa provocar uma alteração no equilíbrio químico, que foi a concentração das espécies, a influência da concentração de íons de H+ no equilíbrio de soluções contendo Cr2O72- e CrO42-. Obtendo a seguinte reação:
Cr2O72-(aq) + H2O(l) ⇌ 2CrO42- (aq) + 2H+ (aq)
Observando essa equação podemos considerar que na presença de íons Bário (Ba2+ (aq)) os íons dicromato (Cr2O72-) foram dicromato de bário, bastante solúvel; na presença de íons cromato (CrO42-) formam cromato de bário, sendo assim pouco solúvel.
Objetivos 
Este relatório possui como objetivo a verificação da influência da temperatura e da concentração no equilíbrio químico. Assim como averiguar a influência da concentração do íon hidrogênio (H+) no equilíbrio.
Procedimentos 
Experimento 01: Influência da temperatura no equilíbrio químico
Cerca de 0,5 g de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) foram colocados em dois tubos de ensaio limpos e secos. Com o auxílio de uma pinça de madeira, um dos tubos foi aquecido no bico de bunsen; o tubo foi mantido inclinado e em movimento para que o aquecimento fosse uniforme até que começasse a formação de um gás marrom avermelhado: o dióxido de nitrogênio (NO2). Assim que o tubo ficou cheio do gás, o tubo fora tampado com uma rolha e deixado na estante para esfriar. O procedimento foi repetido com o segundo tubo de ensaio.
Em um béquer de 250,0 mL, 2/3 de sua capacidade foi preenchida com água destilada; o mesmo fora aquecido até a ebulição. Em outro béquer com a mesma capacidade, cerca de 125,0 mL foram preenchidas com água destilada, também foram acrescentadas pedras de gelo. Um dos tubos foi mergulhado no béquer com água quente e o outro no béquer com água gelada. Foram observadas e anotadas as mudanças nas colorações do gás contido em cada tubo. 
Experimento 02: Influência da concentração de íons H+ no equilíbrio
Seis tubos de ensaio foram preparados e enumerados de 1 a 6. Nos tubos 1, 2 e 3 foi adicionado 2,00 mL de solução de cromato de potássio (K2CrO42-), enquanto nos tubos 4, 5 e 6 foi adicionado 2,00 mL de dicromato de potássio (K2CrO7) e suas cores foram observadas.
Ao tubo 1, foi adicionado 2,00 mL de solução de ácido clorídrico (HCl). 
Ao tubo 4, foi adicionado 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH).
Aos tubos 2, 3 ,5 e 6, foi adicionado 2,00 mL de solução de cloreto de bário (BaCl2).
Ao tubo 2, foi adicionado mais 2,00 mL de solução de ácido clorídrico (HCl).
Ao tubo 3, foi adicionado mais 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH).
Ao tubo 5, foi adicionado mais 2,00 mL de solução de ácido clorídrico (HCl).
Ao tubo 6, foi adicionado mais 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH).
Os tubos de ensaio foram deixados em repouso e foram analisadas o que ocorreu após a adição de cada reagente. Foram escritas equações químicas balanceadas para a reação que ocorre em cada tubo após a adição de cada reagente.
Resultados e discussões 
Experimento 01: Influência da temperatura no equilíbrio químico
A decomposição de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), quando aquecido, forma o dióxido de nitrogênio (NO2) de coloração marrom avermelhado, como demonstrado na reação a seguir:
2Pb(NO3)2(s)          4NO2(g) + 2PbO(s) + O2(g)
Como foi realizada em um sistema fechado, o NO2 produzido reagiu formando tetróxido de dinitrogênio (N2O4) e estabeleceu o equilíbrio, como mostra a seguinte reação:2NO2(g) ↔ N2O4(g)
 marrom avermelhado   incolor
Ao colocar o tubo de ensaio em uma água aquecida, o equilíbrio se deslocou para o lado esquerdo, o endotérmico, ficando com o ΔH positivo e a coloração marrom avermelhado.
Quando o tubo de ensaio foi colocado em água com gelo, o equilíbrio se deslocou para o lado direito, o exotérmico, ficando com o ΔH negativo e incolor.
Experimento 02: Influência da concentração de íons H+ no equilíbrio
 Os íons Cr2O72- e o CrO42- estão em equilíbrio, como mostra a equação a seguir:
Cr2O72-(aq) + H2O(l) ↔ 2CrO42-(aq) + 2H+(aq)
                                             alaranjado                               amarelo
No tubo 1, que inicialmente continha CrO42- e possuía uma coloração amarela, foi adicionado HCl e a reação foi deslocada para o lado esquerdo, o do dicromato e a solução ficou alaranjada.
Nos tubos 2 e 3, que também possuíam CrO42- e a coloração amarela, primeiramente foi adicionado BaCl2 e, a coloração se manteve amarela. Depois ao adicionar HCl ao tubo 2 e, a solução ficou alaranjada devido ao deslocamento da reação para o lado esquerdo, do dicromato. E, ao adicionar NaOH ao tubo 3, a solução continuou amarela, pois houve o aumento da concentração de cromato.
No tubo 4, que inicialmente continha Cr2O72- e possuía a coloração alaranjada, foi adicionado NaOH e, notou-se a alteração de cor para amarelo, pois a reação foi deslocada para o lado do CrO42- e, promoveu a formação do mesmo.
Nos tubos 5 e 6, que inicialmente também possuíam Cr2O72- e a coloração laranjada, foi adicionado, primeiramente, BaCl2 e, a cor se manteve laranja. Depois, foi adicionado HCl ao tubo 5 e, a não houve alteração da cor novamente. E, por fim, adicionou-se NaOH ao tubo 6 e, observou-se a alteração de cor para o amarelo, pois a reação foi deslocada para o lado direito, havendo a formação de cromato.
Conclusão
A partir do experimento realizado, o qual visava a observação tanto da influência da temperatura quanto a influência de íons H+ no equilíbrio químico, pôde-se perceber que com o aumento da temperatura o equilíbrio foi deslocado para o lado endotérmico, nesse caso esquerdo, enquanto que com a diminuição da temperatura o equilíbrio foi deslocado para o lado para o lado exotérmico, ou seja, lado direito.
Além disso, foram observados alguns deslocamentos de equilíbrio quanto a concentração de íons H+, pôde-se ver isso com a adição de determinados reagentes os quais em alguns casos fizeram com que a coloração da solução mudasse, ainda, deve ser ressaltado que devido a supersaturação de algumas misturas, ocorreu a formação de precipitado. 
Referências 
- Apostila de Laboratório de Química Geral e Inorgânica (2011).