equilibrio quimico

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SUMÁRIO
Introdução............................................................................................................2
Objetivo................................................................................................................3
Material e Reagentes...........................................................................................3
Procedimento Experimental................................................................................4
Experimentos.......................................................................................................5
Análises do Equilíbrio Químico dos Experimentos.............................................7
Conclusão...........................................................................................................8
Bibliografia..........................................................................................................9
INTRODUÇÃO
 Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803. 
 Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis.
Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção a reação vai ocorrer preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que estarão em equilíbrio entre si.
Para isso basta calcular o quociente de reação para o início da mistura. Sua expressão é exatamente a mesma que a da constante de equilíbrio, o que muda é que nesse caso usamos as concentrações ou as pressões parciais de um dado instante da reação (não necessariamente no equilíbrio).
Se o quociente de reação for maior que a constante de equilíbrio, isso significa que a quantidade de produtos é alta demais e, pelo princípio de Le Chatelier, a reação vai se processar preferencialmente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o quociente de reação for menor que a constante de equilíbrio, a reação vai se processar preferencialmente do sentido de consumir os reagentes.
Sabendo-se disso, também é possível favorecer a formação de um produto de interesse o removendo em uma certa taxa ao longo do processo (pois assim o equilíbrio será deslocado a favor da formação desse produto).
OBJETIVO
Verificar a alteração do Equilíbrio Químico.
MATERIAIS E REAGENTES
Balança Analítica
Béqueres
Tubo de Ensaio
Pipeta
Bastão de Vidro
Balão Volumétrico
Espátula
Hidróxido de Sódio
Ácido Clorídrico
Ácido Sulfúrico
Dicromato de Potássio
Hidróxido de Amônio
Carbonato de Sódio
Sulfato de Magnésio
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 1 - Preparar 100 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 M
 2 - Preparar 100 mL de uma solução de dicromato de Potássio(K2Cr2O7) 0,05M
 3 – Em um tubo de ensaio colocar 5 mL da solução de dicromato de potássio e em outro tubo colocar 5 mL de dicromato de potássio e adicionar hidróxido de sódio até a modificação da cor laranja para amarelo.
 4 – Deixar estes dois tubos como padrão.
 5 – Pegar mais 5 tubos e colocar 5 mL de dicromato de potássio em cada e adicionar hidróxido de sódio suficiente até chegar a cor amarelo.
 6 – No tubo 03 adicionar 50 gotas de ácido clorídrico 0,5 M.
 7 – No tubo 04 adicionar 35 gotas de ácido sulfúrico 0,5 M.
 8 – No tubo 05 adicionar 10 gotas de hidróxido de amônio.
 9 – No tubo 06 adicionar uma ponta de espátula de carbonato de sódio.
10 – No tubo 07 adicionar uma ponta de espátula de magnésio.
11 – Anotar os dados observados e indicar qual o sentido da solução, ou seja, indicar para qual sentido o equilíbrio se desloca.
 
EXPERIMENTOS
1 – Preparo 100 mL solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 M
M = ___m__ 0,1mol = ___m____= 0,4g
 MM . Volume 40g . 0,1 L
Pesou-se 0,4g de NaOH e preparou a solução em um balão de 100 mL
2 – Preparo 100 mL solução de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,05 M
M = ___m__ 0,05mol = ___m____= 1,47g
 MM . Volume 294g . 0,1 L
Pesou-se 1,47g de K2Cr2O7 e preparou a solução em um balão de 100 mL
3 – No tubo 01 foi colocado 5 mL da solução de Dicromato de Potássio. (cor alaranjado)
4 – No tubo 02 foi colocado 5 mL da solução de Dicromato de Potássio, e foi acrescentando gotas de Hidróxido de Sódio até chegar a cor amarelo.
K2Cr2O7 + 2NaOH 2 KOH + Na2Cr2O7 
 sal base base sal
 cor laranja cor amarelo
5 – Foi separado mais 05 tubos de ensaio, onde em cada um colocado foi colocado 5 mL de Dicromato de Potássio e acrescentado gotas de NaOH até chegar na cor amarelo.
6 – No tubo 03 foi colocado 30g de ácido clorídrico 0,5 M. Sabendo que: HCl = 37% de pureza e sua densidade = 1,18g/mL 
Efetuou-se a seguinte equação:
 0,5 M = m = 0,9125g de HCl
 36,5M/L . 0,05 L
 100 g HCl 37 g é puro V = 2,46g = 2,09 mL ou 2,10mL HCl 
 X 0,9125g 1,18
 X = 2,46g de HCl
Preparou-se a solução do HCl e colocou 50 gotas do ácido no tubo 03, que da cor amarelo voltou para a cor laranja.
7 – No tubo 04 colocou-se 35 gotas de solução preparada do ácido sulfúrico, que da cor amarela voltou a cor laranja.
8 – No tubo 05 colocou-se 10 gotas do Hidróxido de Amônio, onde não houve alteração da cor, continuando na cor amarelo.
9 - No tubo 06 foi adicionado uma ponta de espátula do Carbonato de Sódio, onde não houve alteração da cor amarelo.
10 – No tubo 07 foi adicionado uma ponta de espátula do Sulfato de Magnésio, onde não houve alteração da cor, continuando amarelo, agora meio turvo devido o magnésio ser pouco solúvel.
ANÁLISE DO EQUILÍBRIO QUÍMICO DOS EXPERIMENTOS
TUBO 03 - Na2Cr2O7 + 2 KOH + 2HCl K2Cr2O7 + 2NaCl + 2H2O 
 cor amarelo cor laranja
Na adição do ácido clorídrico, o equilíbrio químico desloca-se sentido reagentes, porque houve neutralização da base com o ácido.
TUBO 04 - Na2Cr2O7 + 2 KOH + H2SO4 K2Cr2O7 + Na2SO4 + 2H2O 
 cor amarelo cor laranja
Na adição do ácido sulfúrico, o equilíbrio químico desloca-se sentido reagentes, porque houve neutralização da base com o ácido.
TUBO 05 - Na2Cr2O7 + KOH + NH4OH Na2Cr2O7 + KOH + NH4OH
 cor amarelo cor amarelo
O NH4OH é uma base, e base com base fica mais básico , o equilíbrio desloca-se sentido produto.
TUBO 06 - Na2Cr2O7 + 2KOH + Na2CO3 Na2Cr2O7 + NaOH + K2CO3
 cor amarelo base cor amarelo base
O Na2CO3 é uma base, e base com base fica mais básico , o equilíbrio desloca-se sentido produto.
TUBO 07 - Na2Cr2O7 + 2KOH + MgSO4 Na2Cr2O7 + Mg(OH)2 + K2SO4
 cor amarelobase sal cor amarelo base
O MgSO4 é um sal, e sal no meio base, o equilíbrio desloca-se sentido produto.
CONCLUSÃO
Observamos que nos tubos 03 e 04 houve alteração na cor assim que foi adicionado os ácidos. 
Nos tubos 0, 06 e 07 não houve alteração de cor, pois foi adicionado mais base e sal, sendo assim o meio ficou mais básico ainda.
Na discussão do grupo, concluímos que o equilíbrio dos tubos só poderá ser alterado quando alterarmos o meio: ácido ou base.
O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da concentração ou pressão parcial dos reagentes.
O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. A principal característica a ser observada num equilíbrio, é que esse equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação continua a ocorrer, só que com velocidade direta e inversa equivalente.
BIBLIOGRAFIA
 
Wikipédia, http:// pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu %C3%ADmico #cite_ ref -Berthollet_0-0. , acessado em 19/09/2012.
USP - http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade03.pdf, acessado em 19/09/2012.
Dicas de Química, http://dicasdequimica.vilabol.uol.com.br/equilibrio.html , acessado em 19/09/2012.