Relatório de aula prática - Equilíbrio Químico

Prévia do material em texto

AULA PRÁTICA 04 – Química Geral II
I - Assunto: 
Equilíbrio químico
II – Introdução:
Algumas reações ocorrem por completo, ou seja, os reagentes se misturam e não voltam mais ao estado inicial, mas em outras a reação pode ser reversível, é nestes casos que o Equilíbrio químico se manifesta.
III – Objetivo:
- Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;
- Reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: Principio de Le Chatelier;
- Determinar uma constante de equilíbrio.
IV – Materiais e reagentes:
Bastão de vidro 
K2CrO4 0,1 mol/L (Cromato de potássio)
Béquer de 100 mL 
K2Cr2O7 0,1 mol/L (Dicromato de potássio)
Bico de gás 
HNO3 ou HCl 1 mol/L (ácido nítrico ou ácido clorídrico)
Conta-gotas 
NaOH ou KOH 1mol/L (hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio)
Funil analítico
PbI2 (Iodeto de chumbo)
Papel-filtro 
Ca(OH)2 (Hidróxido de cálcio)
Potenciomêtro 
BaCl2 ou Ba (NO3)2 0,1 mol/L (cloreto de bário ou Nitrato de bário)
Tela de amianto
Tubos de ensaio
V – Procedimento:
1) Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de K2Cr2O7 0,1mol/L e em outro tubo igual volume de K2CrO4 0,1 mol/L. 
2) Adicione a solução de K2Cr2O7 um pouco de NaOH até a mudança de cor.
3) Adicione a solução de K2 CrO4 HCl até a mudança de cor.
4) Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de K2CrO4 e igual volume de BaCl2 ou Ba(NO3) e, em outro tubo de ensaio, volumes iguais de K2Cr2O7 0,1 mol/L e BaCl2 ou Ba(NO3) 2 0,1 mol/L.
5) Acrescente ao primeiro tubo, gota a gota, HCl e ao segundo tubo NaOH, também gota a gota. 
6) Tente dissolver uma pequena massa de PbI2 em cerca de 20 mL de H2O destilada. Aqueça, agora, o sistema durante algum tempo.
7) Tente dissolver uma pequena massa de Ca(OH) 2 em cerca de 50 mL de água (agite com bastão de vidro durante alguns minutos).
VI – Dados obtidos/ Questionário: discussão dos resultados
1) Qual a cor característica de cada solução? Qual o íon responsável pela cor em cada solução?
R: K2Cr2O7= laranja	íon= Cr2O72-				
K2CrO4= amarelo íon = CrO42-
2) De que cor ficou o procedimento 2? 
R: Mudou de alaranjada para amarela
3) De que cor ficou o procedimento 3?
R: Mudou de amarela para alaranjada
4) Houve deslocamento do equilíbrio nos dois tubos? Justifique
R: sim, no primeiro tubo houve deslocamento do equilíbrio no sentido inverso uma vez que os íons OH- da base consumiram os íons H+ e, na tentativa de reduzir tal ação, o sistema respondeu consumindo Cr2O7-2 e H2O e originando CrO4- e H+ . Esse aumento da concentração de CrO4- é responsável pela nova cor da solução (amarela).
No segundo tubo, concentração de CrO4- é responsável pela nova cor da solução (amarela) Ao mesmo tubo, ao adicionar HCl, observou-se que a solução se tornou novamente alaranjada. Esse fato se deve ao acréscimo de íons H+, deslocando o equilíbrio no sentido direto de modo a consumir esses íons acrescentados.
5) O que se verifica em cada tubo ao realizar o procedimento 4 e 5?
R: Quando adicionamos o Ba(NO3)2 às soluções de K2CrO4 e de K2Cr2O7, percebemos, em ambas, a formação de um precipitado.
6) Escreva a equação de equilíbrio da reação reversível. Que você pode dizer a respeito de sua solubilidade em água?
R: Não se dissolve em água
Escrever a equação
7) Após aquecer o sistema, que conclusão você pode tirar deste resultado? Deixe a solução resfriar em repouso. Que aconteceu? Justifique.
R: mesmo a alta temperatura ele não se dissolve
8) Que se pode concluir a respeito da solubilidade do Ca(OH) 2 em água?
R: Se dissolve instantaneamente
VII – Considerações Finais:
As reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, em alguns casos elas ocorrem de forma completa, ou seja, os reagentes são consumidos durante o processo, Em contrapartida, existem as reações reversíveis, onde os produtos podem se converter à forma inicial, elas podem ocorrer em processos químicos e físicos e são identificadas pela seta dupla.
O Equilíbrio químico em uma reação surge desta propriedade, a de manter os reagentes numa constante transformação.
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o principio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas.