RQE-EQUILÍBRIO QUÍMICO

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RELATÓRIO
DE
QUÍMICA
 EXPERIMENTAL
EQUILÍBRIO
QUÍMICO
Alunos: Renato J. Ferreira___________________________ Matrícula: 98.2.1170___
 
1 - Introdução:
A razão para o limitado grau de dissociação dos eletrólitos fracos merece ser discutida em qualquer situação, porque figura um dos conceitos mais importantes da química, o “Equilíbrio Químico”. Uma reação em equilíbrio traz uma notação de ocorrência da direita para a esquerda ou vice-versa, ou seja, em sentido duplo, que traz consigo uma velocidade, estas velocidades, por exemplo, em ácido acético existe como íons. Logo, a extensão da dissociação é pequena e a posição do equilíbrio se situa na direção forma molecular da substância.
Para eletrólitos fortes, a reação iônica para produzir moléculas tem uma tendência muito pequena de ocorrer. A posição de equilíbrio, portanto se situa quase que completamente para o lado dos íons.
Também, podemos perceber a direção de deslocamento através da fórmula:
2 - Objetivo:
 	Verificar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier” e analisar o deslocamento do equilíbrio das reações pela constante de equilíbrio (K). 
 
3 - Materiais e Reagentes utilizados:
Materiais:
Cinco bequers de 80 ml;
Cinco pipetas de 10 ml;
Um suporte para tubos de ensaios;
Doze tubos de ensaios;
Um bico de Bunsin;
Solução A - Nitrato de chumbo de concentração de 0,5 mol/l. 
Solução B - Iodeto de potássio de concentração de 0,5 mol / l.
Reagentes:
Nitrato de bário - Ba(NO3)2 - 1,0 mol / l - incolor;
Hidróxido de sódio - NaOH - 1,0 mol / l - incolor;
Ácido clorídrico - Hcl - 1,0 mol / l - incolor;
Ácido clorídrico concentrado - Hclcon - incolor;
Dicromato de potássio - K2Cr2O4 - 0,1 mol / l - laranja;
Cromato de potássio - K2CrO4 - 0,1 mol / l - amarelo;
Cloreto de cobalto - Cocl2 - rosa claro.
 Cocl2 . 6H2O 
Obs:. Nas soluções que envolvem cromato e dicromato de potássio, existem ambos os compostos. Porém, na solução de cromato de potássio, a concentração de CrO4-2 é maior que a de Cr2O7-2, e, na solução de dicromato de potássio a concentração de Cr2O7-2 é maior que a de CrO4-2 . 
4 - Procedimento Experimental:
4.1 - Sistema CrO4-2 / Cr2O7-2
Reação envolvida: 2CrO4-2 + 2H+ ( Cr2O7-2 + H2O
 ( (
 Amarelo Laranja
A constante de equilíbrio para esta reação foi: 
	
A água como solvente, nunca entra na constante. Este equilíbrio quando sofre deslocamento é fácil de ser perceptível, pois os íons CrO4-2 e Cr2O7-2 são de cores diferentes. Observa-se que mesmo predominando um dos dois íons existe um pouco do íon não predominante.
	No suporte foram colocados dez tubos de ensaio. Para cinco tubos foram pipetados 2 ml de solução de CrO4-2, e nos outros cinco tubos foram pipetados 2 ml de solução de Cr2O7-2 ambas 0,1 mol / l .
	Próximo de cada béquer havia uma pipeta identificada com os nomes das substâncias que deveriam ser pipetadas por elas.
1 - Adicionou-se 1 ml de solução NaOH, 1 mol / l ao tubo número 2 com K2Cr2O7 0,1 mol / l até que se observasse a mudança de cor.
Pelo “Princípio de Le Chatelier”, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Isto é comprovado por uma mudança imediata de cor, passando da cor laranja para a cor amarela, imediatamente ao se adicionar NaOH no tubo; concluindo-se que a reação tende a consumir água em excesso e formar íons H+ para repor o que foi consumido.
2CrO4-2 + 2H+ ( Cr2O7-2 + H2O
2 - Adicionou-se 0,5 ml de solução de Hcl 1 mol / l ao tubo número 2 com K2Cr2O7 0,1 mol / l até que se observou mudança de cor. Ao se adicionar ácido ao tubo, percebe-se que a cor passa da cor amarela para a cor laranja, pois há um aumento de íons H+ na solução. Pelo “Princípio de Le Chatelier”, o equilíbrio se desloca para a direita, afim de se consumir o excesso de íons H+. Pela fórmula da constante, o denominador aumenta e o numerador também deve aumentar para manter o equilíbrio.
2CrO4-2 + 2H+ ( Cr2O7-2 + H2O
3 - Adicionou-se 0,5 ml de solução de NaOH 1 mol / l ao tubo número 3 com K2Cr2O7 0,1 mol / l até que se observou-se o resultado, adicionando-se 1 ml de Hcl e observou-se o resultado. Inicialmente o NaOH fará o equilíbrio se deslocar para a esquerda, passando a solução do tubo de cor laranja para a cor amarela, pois os íons OH- iram reagir com os íons H+, e pelo “Princípio de Le Chatelier” o equilíbrio se desloca no sentido de produzir íons H+.
2CrO4-2 + 2H+ ( Cr2O7-2 + H2O
4 - Adicionou-se ao tubo número 3 com K2CrO4 0,1 mol / l, 0,5 ml de solução Hcl 1 mol / l, observou-se o resultado e adicionou-se 1 ml de NaOH e anatou o ocorrido. Ao adicionar-se Hcl aumentou a concentração de H+ e o equilíbrio se desloca par direita. Ao adicionar NaOH diminui a concentração de H+ e o equilíbrio desloca para a esquerda.
2CrO4-2 + 2H+ ( Cr2O7-2 + H2O
5 - Adicionou-se ao tubo número 4 com K2Cr2O4 0,1 mol / l, duas gotas de Ba(NO3)2 1 mol / l e observou-se o precipitado formado. Constatou-se que o Ba(NO3)2 se dissocia em Ba2+ + 2NO3-, e o Ba2+ reage com o CrO2-, produzindo BaCrO4 através da mudança de cor, sendo esse insolúvel e por isso forma um precipitado. Ao se adicionar a solução de no tubo, percebe que este torna-se turvo, pois há formação de um precipitado disperso no tubo, que passa a conter uma mistura hetereogênea. 
1Ba(NO3)2(aquoso) ( Ba2+(aquoso) + 2NO3(aquoso)
6 - Repetiu-se o passo descrito no item 5. Ao se adicionar duas gotas de Ba(NO3)2 1 mol / l observou-se a formação de um precipitado branco, bem definido no fundo do tubo. Isso ocorreu porque o íon CrO2-4 reage com o íon de Ba2+, formando um sal branco, mostrando que a solubilidade desse sal é muito pequena em solução aquosa (praticamente insolúvel). Mesmo após adição a solução continua amarela, pois, pelo “Princípio de Le Chatelier”, como o CrO2-4 foi consumido, o equilíbrio deverá se deslocar para a esquerda, afim de repor este consumo. Na fórmula da constante ocorre o mesmo do item anterior (5).
7 - Ao tubo número 5 com K2CrO4 0,1 mol / l, adiciona uma gota de Hcl 0,1 mol / l e duas gotas de Ba(NO3)2 1 mol / l e observou o resultado. Ao se adicionar simultaneamente Hcl e Ba(NO3)2 respectivamente, percebe-se que o tubo não varia e não há formação de precipitado.
Reação final: 2NO3-(aquoso) + 2H+(aquoso) ( 2HNO3(aquoso)
8 - Adicionou-se uma gota de solução NaOH 1 mol / l e duas gotas de solução de Ba(NO3)2 1 mol / l , ao tubo 5 com solução de K2CrO4 0,1 mol / l. Observou-se a formação de um precipitado amarelo, sendo que o cromato estava em maior quantidade.
4.2 - Sistema [Co(H2O)2cl2] / [Co(H2O)6]2+
Equação envolvida: [Co(H2O)2cl2] + 4 H2O ( [Co(H2O)6]2++ cl-
 ( (
 Azul Rosa
A constante de equilíbrio para esta equação é dada por: 
	
1 - Colocou-se dois milímetros de solução vermelha em um tubo de ensaio. Adicionou-se Hcl concentrado. Ao mesmo tubo adicionou-se água destilada. Observou-se pela mudança de cor que ao adicionar Hcl, esse se dissocia em H+ e cl -; portanto, aumento a concentração de CI -, por isso o equilíbrio se deslocou da direita para a esquerda, ficando assim uma solução com tonalidade azul. Ao adicionar-se água destilada, nesse equilíbrio, desloca-se para direita, dando uma solução de tonalidade rosa.
2 - O outro tubo de ensaio, com a mesma solução vermelha, foi aquecido no bico de gás. Ao ser aquecido observa-se que a solução passa de rosa para azul, ou seja, o equilíbrio se desloca para o sentido endotérmico do sistema. A concentração
de água diminui, evaporando ao ser aquecida. E pelo “Princípio de Le Chatelier”, o equilíbrio se desloca de forma a diminuir o calor e aumentar a concentração de água.
3 - Resfriou-se o tubo em água corrente. Observou-se que a tonalidade voltou a ficar rosa, isso porque da esquerda para a direita a solução é exotérmica. Portanto o equilíbrio se deslocou da esquerda para a direita. 
5 - Conclusão:
Ao final da prática foi possível observar experimentalmente o deslocamento do equilíbrio, verificando as mudanças de cor das soluções. Essas, eram favorecidas com a adição de outras soluções, que favoreciam o deslocamento para um determinado lado, direita ou esquerda.
Com esses deslocamentos pode se observar experimentalmente o “Princípio de Le Chatelier”, que fala justamente na mudança de uma solução, ao submete-la ao aumento ou diminuição da concentração de uma substância nela contida, ou a própria variação de calor nela contida.
6 - Questionário:
(1) Para que cor tenderá uma solução de Cr2O7-2, quando seu PH for aumentado progressivamente?
R: OH- + H+ ( H2O Tenderá para amarelo
 
 (PH ( [OH-]
(2) Qual deverá ser o efeito observado no sistema em equilíbrio (2), quando a ele se adiciona:
(A)Um agente higroscópico;
Desloca para a esquerda, consome H2O (azul)
(B) Nacl;
Desloca para a esquerda, [cl -]( (azul)
(C) Íons Ag+.
 Ag+ + cl - ( Agcl (s), [cl -]( . A reação desloca para a direita.
(3) Seja o sistema do tipo:
A(alcoólico) + B(alcoólico) ( 2C(alcoólico) + H2O; (>0.
Como o sistema reagiria com:
Aumento da temperatura;
Deslocamento para a esquerda (sentido inverso).
Aumento da pressão;
Não há alteração.
Adição de reagente específico para A
Deslocamento para a esquerda. Aumenta a concentração de um dos produtos.
(4) Qual é o efeito sobre a concentração de cada substância no sistema, quando são adicionados os seguintes reagentes:
 Reação Reagente adicionados
(A) SO2(g) + ( NO(g) + SO3(g) SO2
(B) CaCo3(g) ( CaO(S) + CO2(g) CO2
(C) H2(g) + Br2(l) ( 2HBr(l) H2
R:
(A) [ SO2(g)] (,[ NO2 (g)] (, [ NO (g)] (, [SO3(g)] (
(B) [CaCo3(g)] constante, [CaO(S)] ,[ CO2(g)](
(C) [H2(g)] (,[ Br2(l)]constante, [ 2HBr(l)]constante
A dissolução do H2SO4 é um processo exotérmico. A dissolução será mais rápida ou lenta, se aquecermos a solução? Por quê?
R: H2SO4 ( 2H+ + SO4- ((H<0)
A dissolução será lenta, dificultada, pois, o equilíbrio se desloca para a esquerda.
7 - Bibliografia:
Apostila de Química Geral - UFOP - Departamento de Química
Prática número 13 - Páginas: 60, 61, 62 e 63.
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