Relatório Química final

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
CÂMPUS UNIVERSITÁRIO DE APUCARANA 
CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA 
 
 
 
RELATÓRIO DE QUÍMICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
GABRIEL NÉIA DOS REIS ZIELINSKI 
JOÃO DONIZETE DELFINO JUNIOR 
LUCAS MEZZOMO FRANCO 
RAFAEL UEZU 
WINNER ZAVOLSKI QUEIROZ 
 
 
 
 
APUCARANA 
2017
GABRIEL NÉIA DOS REIS ZIELINSKI 
JOÃO DONIZETE DELFINO JUNIOR 
LUCAS MEZZOMO FRANCO 
RAFAEL UEZU 
WINNER ZAVOLSKI QUEIROZ 
 
 
 
RELATÓRIO DE QUÍMICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
APUCARANA 
2017 
Relatório de Química. Equilíbrio 
Químico. Curso de Engenharia 
Elétrica da Universidade 
Tecnológica Federal do Paraná 
1. INTRODUÇÃO 
1.1. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 De uma forma convencional o equilíbrio químico é o estado em que uma 
reação química não tem pendor à mudanças de constituição na mistura de 
reação, ou seja, é o estagio estático da concentração de reagentes e produtos. 
Reações no equilíbrio 
 Considere uma reação comum com compostos quais quer em 
proporções quais quer . 
 
 Uma reação ao atingir o equilíbrio químico tem velocidade de 
concentrações no sentido da formação de produtos, no caso , e no sentido de 
volta aos reagentes, no caso e , em regimes iguais. Logo conclui-se que a 
reação direita e a reação inversa estão ocorrendo e elas estão fazendo isso em 
mesma velocidade (intensidade). 
Reversibilidade das Reações 
 Logo quando os produtos são formados eles começam a reagir, 
produzindo novamente os reagentes. Eventualmente, ao longo do tempo, a 
reação reagente-produto começa a se estabelecer, como demonstra a figura 1. 
 
Figura 1:Estabilidade do equilíbrio na formação de produto-reagentes ao longo do tempo. 
 Todos os equilíbrios químicos são equilíbrios dinâmicos, em relação as 
suas velocidades de concentração/tempo. 
Constante de equilíbrio 
 Considerando uma reação regular qual quer como no caso da equação 
1. A relação matemática que resume a composição de uma mistura de reação 
em equilíbrio é descrita como. 
 Para a reação abaixo por exemplo. 
 
A relação é descrita como: 
 
[ ] [ ] 
[ ] [ ] 
 
Onde é definido como constante de equilíbrio. De modo generativo: 
 
[ ]
[ ]
 
Assim se tem uma formula que associa as concentrações molares de uma 
reação com uma constante associada. 
Proporção de volume-concentração 
 Considere uma solução com concentração e volume , ao diluí-la em 
um outro volume do mesmo solvente, ou alterar sua concentração para um 
novo valor , o volume e concentração inicial mantém uma proporção com a 
concentração e volume final, sendo conservativa, na qual pode ser expressa 
como: 
 
 
 
 
1.2. TERMODINÂMICA 
 A termodinâmica é o campo da química que analisa o calor (energia) 
envolvido, ora absorvido, ora produzido, nas reações químicas e quaisquer 
transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição. 
 A termodinâmica se baseia nas seguintes leis naturais: 
Lei zero: Equilíbrio térmico entre diferentes corpos. A “Lei Zero” estabelece que 
se dois sistemas estão ao mesmo tempo em equilíbrio térmico com um terceiro 
sistema, então eles estão em equilíbrio térmico entre si. 
1ª lei: Refere-se ao princípio conservação de energia, onde não pode ser 
produzida ou destruída por um sistema, mas modificada. 
2ª lei: Explica como alguns processos podem ocorrer sendo espontâneos ou 
não. 
 Como a energia pode ser transformada e transmitida para outros 
lugares, classificamos três tipos diferentes de sistemas que são a base do 
estudo tratando-se de uma parte específica do universo observado, são eles: 
Sistema aberto: troca energia e matéria com as vizinhanças. 
Sistema fechado: troca somente energia com as vizinhanças. 
Sistema isolado: Não troca energia nem matéria com as vizinhanças. 
 
 
Figura 1: Classificação dos três diferentes tipos de sistema 
 Energia Interna 
 Na termodinâmica a propensão de um sistema realizar trabalho em sua 
totalidade de energia é sua energia interna, . Não somos capazes de calcular 
o valor absoluto da energia interna de um sistema, pois inclui a energia dos 
átomos, de seus elétrons e das partes do núcleo, assim, medidos apenas as 
variações de energia, . Definimos então como sendo: 
 (5) 
Onde é o trabalho realizado. 
 Calor 
 Há também a possibilidade de que a energia interna de um sistema 
possa ser alterada pela troca de calor com a vizinhança. Na termodinâmica, 
calor é a energia transmitida pela variação de temperatura, . 
 Se a temperatura nas vizinhanças é mais baixa, então ocorrerá um 
processo exotérmico. Se a temperatura nas vizinhanças é mais alta que no 
sistema então ocorrerá um processo endotérmico. 
 Transferência de calor a pressão constante 
 A função que descreve a variação de energia à pressão constante é 
definida como entalpia ou variação de entalpia, descrita como: 
 (6) 
Onde: é a pressão constante, é a variação de volume e é a energia 
interna vista anteriormente. 
Assim com esta definição e a 1ª lei da termodinâmica chegamos a: 
 
Para um processo endotérmico, ∆H > 0. 
Para um processo exotérmico ∆H < 0. 
2. OBJETIVOS 
 Visto que o conteúdo teórico é bastante diverso e a intenção é objetivar um 
relato experimental técnico-cientifico, temos por objetivo estudar por via 
experimental o equilíbrio químico de reações tendo como finalidade embasar de 
maneira especifica o conteúdo necessário para compreender o experimento. 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Com o objetivo de obter melhores análises e maior compreensão do assunto 
abordado, os procedimentos e instrumentos utilizados no experimento foram 
apresentados de forma sucinta e detalhada. 
 Afim de realizar o primeiro experimento da pratica 8, foram colocados 5ml de 
água em um béquer e alguns cristais de cloro cobaltoso, agitado até a dissolução 
completa do sal e formação de uma solução cor violeta. 
 O béquer foi colocado dobre um aquecedor e a água evaporada, o sistema foi 
retirado do aquecimento e pouca água foi adicionada a ele, todas as mudanças 
observadas foram anotadas. 
 Para a segunda parte da pratica 8 foram separadas duas soluções,1ml de 
cromato de potássio e 1 ml de dicromato de potássio, e preparadas a partir delas 10 
soluções, com a mistura de 1ml das respectivas soluções: 1M, 3M, 
1M, , . As alterações causadas pela adição de tais misturas foram 
anotadas. 
 Para a realização dos experimentos da prática nove, um conjunto de sete 
tubos de ensaio de mesmo diâmetro e um béquer de 50mL foram utilizados na parte 
“A” da prática. 
 Inicialmente foram colocados 25mL de água destilada e 10 gotas de Fe(NO3)3 
no béquer, observações sobre a mistura foram anotadas, adicionou-se 20 gotas de 
KNCS ao béquer e foram anotadas observações sobre o ocorrido. 
 A mistura foi distribuída igualmente em sete tubos de ensaio, sendo que uma 
serviria para referência de análise para as reações que aconteceriam 
posteriormente, em cada um dos seis tubos restantes foram adicionados e 
misturados respectivamente as seguintes substâncias: 10 gotas de Fe(NO3)3 1M; 20 
gotas de KNCS 1M; uma gota de SnCl2 0,1M; uma gota de AgNO3 0,1M; Na2HPO4 
0,1M; uma gota de NH3 1M; foram anotadas observações para cada misturanos 
tubos. 
 Na parte “B” da prática foram utilizados três tubos de ensaio de mesmo 
diâmetro, um aquecedor e um pote cheio de gelo, nos três tubos foram colocados de 
4 a 5 mL da solução de ferro-tiocianato feita no béquer da parte “A” desta prática, 
um dos tubos foi colocado em banho-maria para ser aquecido gentilmente, mas sem 
deixar quem entrasse em ebulição. 
 O tubo quente foi retirado e colocado no banho de gelo junto com o segundo 
tubo, os três tubos foram comparados, observações foram anotadas sobre as 
comparações. 
 Para realização da pratica 10 foram utilizadas soluções aquosas de Fe(NO3) 
0,2M; KCNS 0,002M; HNO3 1M, 5 balões volumétricos de 50ml, 1 balão volumétrico 
de 25,0 ml, pipeta de Pasteur de plástico, 2 pipetas graduadas de 10 ml, 2 pipetas 
graduadas de 5ml, 1 cubeta de vidro, um balão volumétrico de 100ml, 5 tubos de 
ensaio e um spectometro de bancada. 
 Utilizando o balão volumétrico de 50ml preparou-se soluções com 10ml de 
Fe(NO3), 0,5ml de HNO3 e os respectivos volumes para KCNS: 25ml, 5ml, 10ml, 
5ml e 2,5ml. Utilizando o balão de 25 ml preparou-se uma solução com 24,75ml de 
Fe(NO3) e 0,25ml de HNO3. 
 A concentração molar dos íons e em cada balão foram medidos e 
as soluções postas no espectrofotômetro e os dados obtidos foram anotados. 
 A solução 0,2M de Fe(NO3) foi diluída para 0,002M em um balão de 100ml, e 
a ela foi adicionado 1ml da solução de HNO3 1M e água destilada até o menisco. 
 A partir da nova solução foram criadas 5 novas soluções contendo 
respectivamente: Fe(NO3) 5ml 9ml 7,5ml 6ml 4ml ; KCNS 5ml 1ml 2,5ml 4ml 6ml ; 
HNO3 0,1ml 0,1ml 0,1ml e 0,1ml. Os dados foram anotados. 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 Os dados observados durante a prática 8 estão presentes na tabela a 
seguir. 
Tabela 1: Perturbação do equilibro de cromato e dicromato de potássio. 
Tubo 
Solução a ser 
adicionada 
Variação 
 K2CrO4 K2Cr2O7 
1 1 ml de 1 M Laranja Cor Enfraqueceu 
2 1 ml de 3 M Cor Enfraqueceu Amarelo 
3 1 ml de 1 M Cor Enfraqueceu Cor Enfraqueceu 
4 1 ml de Cor Enfraqueceu Cor Enfraqueceu 
5 1 ml de 1 M 
Amarelo Claro 
Turvo 
Laranja Claro Turvo 
 
 Quando solvatado, o cloreto cobaltoso apresentava cor violeta, ao 
aquecer tal solução, ocasiona-se mudança na concentração dos íons, o que 
acarreta em uma cor mais escura, após a evaporação da água, tal cor torna-se 
azul, ao absorver alguma água, ela torna-se estrutural e apresenta cor rosa, 
por fim ao aquecer, a cor volta a tornar-se azul. 
 
 
 
 A mudança de cor observada na tabela 1 se deve ao deslocamento do 
equilíbrio ocasionado ao acrescentar substâncias com diferentes o que 
ocasionou no aumento do cromato ou dicromato de potássio. 
 A ionização do cromato de potássio é dado por: 
 
 
 
 A ionização do dicromato de cromato de potássio é dado por: 
 
 
 
 O ácido clorídrico ao ser adicionado no tubo 1 dissocia liberado íons, o 
que desloca o equilíbrio da reação para direita formando mais dicromato, 
tornando a solução alaranjada. 
 
 O hidróxido de sódio ao ser adicionado no tubo 2 dissocia liberado íons, 
o que desloca o equilíbrio da reação para direita formando mais cromato, 
tornando a solução amarelada. 
 
 Ao comparar o resultado obtido no tubo 3 com o do tubo 4, podemos 
observar uma grande similaridade, que ao analisar o equilíbrio, é explicada 
pela ausência de reação causada pelos íons adicionados. 
 Analisando o tubo 5, é possível verificar a formação de um sólido 
ocasionado pela reação 
 
 
 
 
 A formação desse sólido é responsável por diminuir a concentração de 
íons presentes na solução, o que enfraquece levemente a sua coloração. 
 As tabelas 2 e 3 apresentam os resultados e as observações referentes 
à prática 9. 
Tabela 2: Perturbação de equilíbrio e observações das soluções. 
Perturbação Observação Reação de Interesse Explicação 
Adição de 
10 gotas de 
Fe(NO3)3 
1M em 25 
mL de água 
destilada. 
(primeira 
solução) 
Não houve 
mudanças na 
coloração da 
água destilada. 
 
 
 
 
 
Houve 
apenas a 
dissociação 
dos íons e, 
portanto, a 
solução se 
manteve 
translucida. 
Adição de 
20 gotas de 
KNCS 1M à 
primeira 
solução. 
(segunda 
solução) 
A solução 
tornou-se 
amarelada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A presença 
ticionato de 
ferro torna a 
solução 
amarelada. 
Adição de 
10 gotas de 
Fe(NO3)3 
1M 
à segunda 
solução. 
A solução 
tornou-se 
Laranja 
Avermelhada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O íon férrico 
apresenta cor 
amarelada, 
ao deslocar a 
reação para 
direita obtém-
se uma cor 
avermelhada. 
Adição de 
20 gotas de 
KNCS 1M 
à segunda 
solução. 
A solução 
tornou-se 
Laranja 
Amarelada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O íon férrico 
apresenta cor 
amarelada, 
ao deslocar a 
reação para 
esquerda 
obteve-se 
uma cor 
alaranjada. 
Adição de 1 
gota de 
SnCl2 0,1M 
à segunda 
solução. 
A solução 
tornou-se 
Amarela 
esbranquiçada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
A reação 
forma um 
precipitando a 
qual torna 
turva a 
solução. 
Adição de 1 
gota de 
AgNO3 
0,1M 
à segunda 
solução. 
A solução 
tornou-se 
Branca 
Amarelada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A reação 
forma um 
precipitando a 
qual torna 
turva a 
solução. 
Adição de 1 
gota de 
Na2HPO4 
0,1M à 
segunda 
solução. 
A solução ficou 
mais 
transparente. 
 
 
 
 
 
 
Devido à 
ausência de 
reação e a 
inalteração do 
equilíbrio, 
houve apenas 
diluição. 
Adição de 1 
gota de NH3 
1M 
à segunda 
solução. 
A solução 
tornou-se 
transparente 
com 
precipitado 
laranja. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Devido ao 
deslocamento 
da reação, 
houve a 
formação de 
precipitado. 
 
 
Tabela 3: Dados da entalpia da reação. 
Tubo Aquecido Resfriado Reversibilidade 
1 
A solução tornou-
se mais translúcida 
amarelada 
Não houve 
mudanças 
Não reversível 
Reação 
Exotérmica 
2 Não foi aquecido 
Não houve 
mudanças 
Não houve 
reação 
Não houve 
reação 
 De acordo com o que foi realizado na prática 10, é possível calcular a 
concentração de Fe(III) e de em cada balão, a partir da equação (4). 
Os resultados foram anotados na tabela 4. 
Tabela 4: Dados da curva de calibração. 
Ponto [ ] Absorvência ( .) 
1 0,001 0,285 
2 0,0006 0,162 
3 0,0004 0,109 
4 0,0002 0,053 
Ponto 5 0,0001 0,019 
 A partir dos valores apresentados na tabela 4 é possível plotar um 
gráfico e determinar a equação da sua reta de melhor ajuste. 
 
Gráfico 1: Absorvência em função da concentração. 
 
 Ao utilizar a equação gerada através do gráfico 1, é possível calcular a 
concentração do íon tiocianato e utilizá-la para encontrar a equação de 
equilíbrio químico como apresentado na tabela a seguir. 
 
 
. Através da equação(3). 
 Os valores calculados para estão apresentados na tabela a seguir. 
 
Tabela 5: Soluções para o experimento de . 
 Tubo 1 Balão 4 Balão 5 
Fe(NO3)3 0,00200 M 5,0 mL 6,0 mL 4,0 mL 
KCNS 0,0020 M 5,0 mL 4,0 mL 6,0 mL 
HNO3 1,0 M 0,1 mL 0,1 mL 0,1 mL 
Abs (59 ) 0,079 0,069 0,083 
[ ]eq 9,9009*10^(-4) 7,92*10^(-4) 1,188*10^(-3) 
Kf 306,3824 282,709 336 
 
 Por meio dos valores obtidos para a constante de equilíbrio é visível uma 
tendência a formação de produto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
Através dos experimentos propostos, foi possível observar como 
variados fatores podem resultar no deslocamento do equilíbrio de uma solução. 
Fatores que podem ser exemplificados como a adição determinado ácido, base 
ou sal a uma solução ou a variação de sua temperatura. 
 Concluiu-se também que o deslocamento do equilíbrio pode alterar a 
solução de diversas formas. Estas alterações podem ser observadas através 
de uma mudança na coloração, liberação de calor ou surgimento de 
precipitado. 
Por fim, foi possível gerar um gráfico analisando os valores de 
absorvência em determinadas concentrações de Tiocianato de Ferro. Com a 
equação fornecida pelo gráfico, possibilitou-se o cálculo da concentração do 
íon tiocianato para posterior uso no cálculo do equilíbrio químico da reação. 
 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS 
 ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman. Ed 5. 
Editora, 2009.