Relatório química geral Equílibrio Químico

Prévia do material em texto

Faculdade salesiana maria auxiliadora
ENGENHARIA QUÍMICA
	
aNDRESSA cRUZ, BÁRBARA VECCI, CRISTINA CARVALHO, dAvid Dias, Nathália Coutinho
Química Geral – Giselle Tardin
 Prática: Equilíbrio Químico
Macaé–RJ
JUNHO 2015
Sumário
1 INTRODUÇÃO......................................................................................................3
2 OBJETIVO............................................................................................................6
3 METODOLOGIA...................................................................................................6
3.1 Equipamentos e vidrarias.......................... ....................................................6
3.2 Reagentes......................................................................................................6
3.3 Descrição.......................................................................................................6
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO.........................................................................7
5 CONCLUSÃO...................................................................................................8
6 BIBLIOGRAFIA................................................................................................9
INTRODUÇÃO
Equilíbrio Químico
 O equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Uma reação química atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam, e as concentrações dos reagentes e produtos permanecem inalteradas. Porém, esse estado de equilíbrio é vulnerável a alguns fatores que podem alterar uma dessas velocidades e, consequentemente, modificar as concentrações de reagentes e/ou produtos, provocando o deslocamento do equilíbrio. 
 Quando um sistema em equilíbrio sofre qualquer perturbação externa, o equilíbrio se desloca no sentido oposto ao da perturbação. Essa perturbação externa trata-se da alteração das condições de pressão, temperatura e na adição ou retirada de uma ou mais substâncias presentes no sistema (alterando assim a concentração). 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.
 A reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam novas substâncias com propriedades diferentes. Algumas reações se processam totalmente, enquanto outras parecem parar antes de estarem completas. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes formam os produtos, mas os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes:
N2(g) + 3H2(g) ⟺ 2NH3(g) 
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D:
aA + bB ⟺ cC + Dd
Inicialmente, observando uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam.  A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, cresce continuamente com o tempo. A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a igualdade. Nesse momento as substâncias A e B se formam na mesma velocidade em que são consumidas. As concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Este é o instante no qual a mistura reacional atingiu o equilíbrio.
Concentração
Em um sistema em equilíbrio, o aumento na quantidade de qualquer participante favorece a reação que consome esse participante, e a diminuição de um componente irá favorecer a reação que forma esse componente. Por exemplo:
Seja a reação de produção da amônia, sob temperatura e pressão constantes:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 Ao aumentarmos a concentração de N2 ou de H2, o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento da reação aumenta. Se aumentarmos a concentração de NH3, o equilíbrio se desloca para esquerda, diminuindo o rendimento da reação, já que NH3 é produto. Se diminuirmos N2 ou H2, o equilíbrio se desloca para esquerda e o rendimento da reação diminui. Se diminuirmos a concentração de NH3, o equilíbrio se desloca para direita e o rendimento aumenta. 
Temperatura
A temperatura exerce influência sobre a maioria das reações. De acordo com o princípio de Le Chatelier, em um sistema em equilíbrio, sob pressão constante, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que libera calor. 
Exemplo:
Considerando a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
A(g) ⟺ B(g), ΔH > 0 (reação endotérmica)
Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para direita e o rendimento aumenta. Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda. Agora, seja a reação hipotética, sob pressão e concentração constantes:
B(g) ⟺ A(g), ΔH < 0 (reação exotérmica)
Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda e o rendimento diminui. Se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para a direita e o rendimento aumenta.
Pressão
Os gases apresentam acentuada variação de volume em função da pressão exercida, por isso a variação de pressão só deslocará equilíbrios que contenham participantes gasosos.
Em um sistema em equilíbrio, à temperatura constante, o aumento da pressão produz diminuição do volume dos constituintes gasosos e consequentemente suas concentrações aumentam. Logo, se aumentarmos a pressão, à temperatura e massas constantes, o equilíbrio se desloca para o sentido onde o número de moléculas gasosas for menor (contração de volume).
2 OBJETIVO
Realizar reações, observando-as, estudando o deslocamento do equilíbrio químico, aprimorando assim os conhecimentos teóricos através de experimentos práticos.
3 METODOLOGIA (parte experimental)
3.1 Equipamentos e vidrarias:	.
Suporte para tubos de ensaio, Tubos de ensaio(6), Pipeta graduada de 10 mL(1).
3.2 Reagentes:
Solução aquosa de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L, Solução aquosa de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/L, Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 1mol/L, Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 1mol/L, Solução aquosa de nitrato de bário Ba(NO3)2 1mol/L.
3.3 Descrição:
1º- Numerou-se os tubos 1, 2, 3, 4, 5 e 6.
2º- Nos tubos 1, 2 e 3, adicionou-se 2 mL de solução aquosa de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L, e nos tubos 4, 5 e 6, foram adicionados 2 mL de solução aquosa de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L.
3º- No tubo 1 adicionou-se a solução de ácido clorídrico (HCl )1 mol/L até ocorrer mudança de cor.
4º- Ao tubo 4 adicionou-se a solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até ocorrer mudança de cor.
5º- Ao tubo 2 adicionou-se duas gotas de solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 1 mol/L.
6º- Ao tubo 3 adicionou-se uma gota de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L e duas gotas de solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 1 mol/L.
7º- Ao tubo 5 adicionou-se duas gotas de solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 1 mol/L. 
8º-Ao tubo 6 adicionou-se uma gota de solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L e duas gotas de solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 1 mol/L. 
	Reagentes
	Tubo 1
	Tubo 2
	Tubo 3
	Tubo 4
	Tubo 5
	Tubo 6
	
	K2CrO4
	K2CrO4
	K2CrO4
	K2Cr2O7
	K2Cr2O7
	K2Cr2O7
	HCl
	Alaranjado
	
	
	Amarelo
	
	
	Ba(NO3)2
	
	Precipitado amarelo leitoso
	
	
	Precipitado Branco leitoso
	
	NaOH
	
	
	Normal
	
	
	
	HCl + Ba(NO3)2
	
	
	
	
	
	Normal
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
K2CrO4 + 2HCl 2KCl + H2CrO4
K2CrO4 + Ba(NO3)22KNO3 + BaCrO4
K2CrO4 + 2NaOH Na2CrO4 + 2KOH
K2Cr2O7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl + 7H2O + 5Cl2
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 2KNO3 + BaCr2O7
K2Cr2O7 + HCl + Ba(NO3)2 
Quando adicionamos o HCl à solução de K2CrO4 , percebemos uma mudança de cor na solução, de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando adicionamos o NaOH à solução de K2Cr2O7 , que mudou de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons CrO4 2- e Cr2O7 2-, quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO4 2-, que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O7 2-, assim como o Cr2O7 2-, que é alaranjado, se transforma em CrO4 2- . Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O7 2-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Dizemos que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O7 2-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO4 2-, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. Este equilíbrio pode ser representado pelas equações 1 e 2 abaixo. Formação de um precipitado Quando adicionamos o Ba(NO3 )2 às soluções de K2CrO4 e de K2Cr2O7 , percebemos, em ambas, a formação de um precipitado. Porém, na solução amarela de K2CrO4 , percebemos a formação de maior quantidade do precipitado do que na solução alaranjada de K2Cr2O7 . Como vimos anteriormente, a adição de HCl à solução amarela de CrO4 2- favorece a formação de Cr2O7 2-. Ao adicionarmos o ácido à solução com precipitado, vimos que o precipitado foi desaparecendo aos poucos. Isso aconteceu porque quando íons Ba2+ em solução aquosa entram em contato com íons CrO4 2-, há a formação de um sólido insolúvel, o cromato de bário (BaCrO4) (equação 3). Ao favorecermos a formação do Cr2O7 2-, estamos diminuindo a disponibilidade do CrO4 2- para formar o sólido, e por isso o precipitado vai desaparecendo.
Mesmo assim, percebemos que nem todo sólido dissolve. Isso acontece porque, mesmo na solução com maior quantidade de Cr2O7 2-, ainda assim há a presença de CrO4 2-, devido ao equilíbrio químico estabelecido entre essas duas espécies. A prova disso está no fato de que, ao adicionarmos o Ba(NO3)2 à solução de Cr2O7 2- ainda assim percebemos a formação do precipitado. Note que, antes de adicionarmos o Ba(NO3)2 , adicionamos HCl, de forma a produzir a maior quantidade de Cr2O7 2- possível. A adição de NaOH, posterior à adição de Ba(NO3)2, favorece a formação de CrO4 2-, e por isso mais precipitado de BaCrO4 é formado.
5 CONCLUSÃO
Após a realização das práticas, o grupo presente na bancada, pôde analisar e constatar que, para que ocorra um deslocamento de equilíbrio faz-se necessário a ação de determinados fatores, dentre outros, a alteração da concentração de um sistema ao qual é evidenciado pela ocorrência de uma reação química e é identificada por meio das alterações da coloração desse sistema. Quando alterada a velocidade de sua reação, seja ela de forma direta ou inversa seu sistema é levado a um novo estado de equilíbrio. Podemos dizer que todos os efeitos produzidos e observados nas transformações feitas anteriormente podem ser explicados em termos de um princípio denominado princípio de Le Chatelier. 
Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936), químico industrial francês, enunciou o seguinte princípio: “Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação de temperatura, pressão ou concentração de seus componentes, o sistema reagirá de forma contrária à perturbação, tentando amenizá-la o máximo possível”. 
Sendo assim, a finalidade da experiência foi alcançada.
6 BIBLIOGRAFIA
Brown, Theodore L., Lemay, H. Eugene, Bursten, Bruce E., Burge, Julia R. Química a ciência central, 9ª edição. Editora Pearson. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
	Atkins, Peter, Jones, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. - 5ª edição. – Porto Alegre: Bookman, 2012.
3