RELATÓRIO DE QUÍMICA OK

Prévia do material em texto

Introdução
O experimento em questão foi desenvolvido no dia 08 de maio de 2019, no laboratório de química do Instituto Federal Goiano Campus Posse e foi realizado pelos alunos da disciplina de química analítica do terceiro período do curso de Bacharelado em Agronomia acompanhados da Professora Doutara Letícia Valvassori. 
Os experimentos consistiram na comprovação prática do Equilíbrio de reações e do princípio de Le Chatelier sobre o deslocamento químico nas reações e efeito do íon não comum e íon comum utilizando solução amoniacal e cromato e dicromato de potássio.
Quando utilizado a solução amoniacal para aferição do pH da solução através dos seus compostos averiguando através da cor que a solução que em primeiro momento está em pH ácido e após a adição de nitrato de amônia o pH foi alterado para básico (Hatum, 2015).
Através deste experimento é possível demonstrar como o calor, que agora é produto da reação, altera o sentido do equilíbrio. As reações são provocadas por íons de hidroxilas e hidrogênio. No caso de aquecimento há uma alteração na coloração, onde o calor provoca o deslocamento para os reagentes.
No caso da utilização do cromato que forma uma solução amarela e o dicromato que forma uma solução alaranjada, é estabelecido o equilíbrio entre íons.
Cromatos podem se converter em dicromatos e vice-versa. A extensão em que isto ocorre depende da concentração dos íons H+ presentes. Esta pode ser aumentada por adição de ácidos, ou diminuída por adição de hidróxidos (Dias, 2019).
O equilíbrio químico (EQ) e de suma importância para o perfeito funcionamento do organismo, e por causa dele que o pH estomacal e mantido, está presente no sangue e em diversas partes do corpo, a regulação desse equilíbrio afeta o rendimento dos produtos fabricados nas indústrias químicas e também afeta o funcionamento do organismo humano e dos animais, como no sistema-tampão que o sangue apresenta, mantendo o seu pH estável.
Existem dois tipos de EQ, são eles o EQ Homogêneo e o EQ Heterogêneo. O EQ Homogêneo acontece com produtos e reagentes no mesmo estado físico, seja ele solido líquido ou gasoso. Já o EQ Heterogêneo e quando os produtos e reagentes estão em estados físicos diferentes.
Fundamentação Teórica
O equilíbrio químico é tido como a situação em que há a mesma velocidade de reação na formação de produto e reagente. Esse princípio foi estudado a primeira vez pelo francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statiquechimique de 1803.
Ao analisarmos uma reação química de equilíbrio as concentrações de produtos e reagentes são constantes, ou seja, elas não estão mudando. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante.
As reações químicas não acontecem de modo completo, isto é, quaisquer que sejam as quantidades de reagentes de partida, e por mais eficiente que seja uma reação, nunca haverá total transformação desses reagentes em produtos, sempre sobrando algo dos primeiros ao término da reação. Em reações químicas o que pode ocorrer é o equilíbrio da reação. Pode-se dizer que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações diretas e inversas continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porem opostas.
No caso de concentrações das substâncias em equilíbrio, em uma determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio, Kc.
aA (aq) + bB(aq) cC (aq) + c=dD (aq)
Kc =
É possível determinar as concentrações de reagentes e produtos de uma reação química no equilíbrio e estabelecer o valor de uma constante de equilíbrio para a reação. Por outro lado, pode ser interessante modificar o estado de equilíbrio da reação promovendo, por exemplo, a formação de mais produtos. Essa situação é particularmente importante na indústria química, que procura maximizar a produção de alguma substância. Isso pode ser feito levando-se em conta o princípio de Le Chatelier.
O principio de Le Chatelier proposto pela primeira vez em 1888 pelo físico químico francês Henri Louis Chatelier. Esse princípio é tido como uma consequência da lei da conservação de energia e diz respeito à resposta de sistemas em equilíbrio quando sujeitos a uma perturbações (temperatura, concentração, pressão, entre outros), o equilíbrio desloca-se no sentido que contraria essa alteração, até se estabelecer um novo estado de equilíbrio (Atkins, 2006). Na formulação desse princípio, Le Chatelier se baseou nos trabalhos de J. H. van’tHoff e nas ideias de G. Lippmann a respeito dos fenômenos recíprocos (Gold e Gold, 1984; Treptow, 1980).
Objetivo
Verificar o efeito da variação da temperatura e adição de íon comum e não comum nas reações de equilíbrio químico da amônia e do cromato/dicromato de potássio.
Materiais e método
Para execução dos experimentos foram utilizados os seguintes materiais: 
Reagentes:
Á
gua destilada 
Solução amoniacal-hidróxido de amônio
Solução alcoólica de fenolftaleína
Solução de HCl 0,1M
Solução de cromato de potássio 0,05M
Solução de dicromato de potássio 
Equipamentos:
Béquer 250ml
Pipeta de pasteur
Bastão de vidro
Estante de tubos de ensaio
Proveta de 25ml
Bico de Bunsen
Pinças de madeira 
Procedimento 1: Equilíbrio químico da amônia 
4.1.1 Preparo de uma solução de amônia:
 Em uma capela de exaustão adicionou-se aproximadamente 150 ml de água destilada em um béquer e 10 gotas de uma solução amoniacal. Em seguida adicionou-se 1 gota de uma solução alcoólica de fenolftaleína, observou-se e foi anotada a coloração adquirida pela solução.
4.1.2 Efeito da temperatura no deslocamento do equilíbrio: 
Em um tubo de ensaio adicionou-se aproximadamente 2 ml da solução de amônia previamente preparada. Em seguida aqueceu-se o tubo de ensaio na chama de um bico de Bunsen e observou-se o que ocorreu.
4.1.3 Efeito do íon comum e íon não comum:
Enumeraram-se dois tubos de ensaio e acrescentou-se aproximadamente 2 ml da solução de amônia previamente preparada. No tubo 1 adicionou-se aproximadamente 20 gotas de solução de acido clorídrico 0,1M, e observou-se a cor da solução.
No tubo 2 adicionou-se 20 gotas da solução de hidróxido de sódio 1M, e observou-se a cor desta solução.
Procedimento 2: Equilíbrio químico do cromato/dicromato de potássio 
4.2.1Efeito do íon comum e íon não comum:
Enumeraram-se quatro tubos de ensaio e acrescentaram-se as seguintes soluções:
Tubo 1 e 3: aproximadamente 2ml de solução de cromato de potássio 0,05M.
Tubo 2 e 4: aproximadamente 2ml de solução de dicromato de potássio 0,05M.
Os tubos 1 e 2 foram utilizados com padrão de cor. Em seguida adicionou-se no tubo 3 duas gotas de solução de ácido clorídrico 1M, e comparou-se a cor desta solução com a do tubo 1 e 2.
Por fim adicionou-se no tubo 4 uma solução de hidróxido de sódio 0,1M (gota a gota) totalizando 50 gotas até a mudança de coloração. E novamente comparou-se a cor da solução com a dos tubos 1 e 2. 
 4.2.2 Efeito da temperatura
Aqueceu-se o tubo de ensaio 3 do experimento anterior na chama de um bico de Bunsen que estava dentro da capela de exaustão e observou-se o que ocorreu. 
Resultados e discussão 
5.1 Procedimento 1: Equilíbrio químico da amônia 
Com o preparo da solução amoniacal temos a equação de equilíbrio químico representada em 1 :
NH3 (aq) + H2O(l) 		NH4+(aq) + OH-
(incolor) (rosa)
A solução amoniacal preparada ficouincolor, isto porque o amoníaco é uma base formada por uma mistura de amônia na água. São os íons OH- que tornam o meio básico. Ao adicionarmos 1 gota de uma solução de alcoólica de fenolftaleína, a solução apresentou coloração rosa. Isto se deve pelo fato da fenolftaleína ser um indicador ácido-base que muda de cor de acordo com o pH do meio. Em meios neutros e ácidos, a fenolftaleína fica incolor, mas, em meios básicos, fica com um tom rosa bem intenso. O equilíbrio químico neste caso se deslocou pra os produtos. 
 Na segunda etapa do procedimento 1, foi colocado em um tubo de ensaio 2ml deuma solução de amônia, e em seguida a solução foi aquecida. Observou-se então que antes de ser aquecida a solução apresentava coloração rosa, depois de ser aquecida ficou totalmente incolor. Isto indica que o calor é um produto, ou seja, trata-se de uma reação exotérmica, na qual o equilíbrio químico se deslocou para os reagentes, isto pode ser explicado pelo princípio de Le Chatelier, um aumento da temperatura (energia térmica entregue ao sistema) deve induzir um deslocamento do equilíbrio no sentido a ter a energia fornecida parcialmente consumida, ou seja, favorecendo o aumento da concentração das espécies químicas NH3 (aq) + H2O(l). A mesma solução que havia sido aquecida então foi deixada parada para retornar a temperatura ambiente.
Voltando assim a coloração rosa, reação endotérmica, onde neste caso o equilíbrio químico desloca-se para os produtos. 
Na terceira parte do procedimento 1 foram acrescentados 2ml da solução de amônia em dois tubos de ensaio. No tubo 1 adicionou-se 20 gotas de ácido clorídrico 0,1M (H+Cl-), e observou-se uma mudança de coloração, de rosa para transparente. No tubo 2 adicionou-se hidróxido de sódio 1M (Na+ OH-), e observou-se que a solução permaneceu com a mesma coloração rosa, mas com o passar do tempo a solução começou a clarear, e ao acrescentar mais 5 gotas de hidróxido de sódio a solução ficou totalmente incolor.
Com isto pode-se constatar que o íon comum é o OH-, pois ao ser acrescentado o hidróxido de sódio na solução de amônia, aumentou-se a concentração dos produtos, tendendo ao deslocamento do equilíbrio químico para os regentes. O íon não comum (H+) estava na solução de acido clorídrico, onde o H+ reagiu na solução neutralizando o OH- , deixando a solução neutra, isto explica o fato da solução também mudar da coloração rosa para transparente, neste caso o equilíbrio químico também descolou-se para os reagentes. 
 5.2 Procedimento 2: Equilíbrio químico do cromato/dicromato de potássio 
Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO42–) e o íon dicromato (laranjado) (Cr2O72–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação (2) descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso: 
Cr2O72-(aq) + H2O(l) 	2CrO42- + 2H+ (2)
 (Dicromato/ laranja) (Cromato/amarelo) 
No tubo 1 e 3 havia a solução de cromato de potássio (amarelo), e no tubo 2 e 4 havia a solução de dicromato de potássio (laranja), em seguida foi adicionado ao tubo 3 2 gotas de acido clorídrico (HCl), observou-se então que a coloração mudou de amarela para laranja, isso por que adicionou-se mais produto, o íon H+, logo a reação deslocou-se para os reagentes. No tubo 4 foi adicionado 50 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) e observou-se que a coloração mudou de laranja para amarelo, isto porque o íon não comum (OH-) consumiu o 2H+ da reação, fazendo assim com que o equilíbrio desloca-se para os produtos. 
De acordo com o princípio de Le Châtelier a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH -), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–. E o inverso ocorreu ao adicionar ácido clorídrico no cromato de potássio.
Na segunda etapa do procedimento 2, o tubo 3 que havia cromato de potássio com solução de acido clorídrico, foi aquecido e mudou a coloração de laranja para amarelo, voltando a sua cor natural, isto porque o calor neste caso é um produto, então o equilíbrio químico desloca-se para os reagentes, ocorrendo assim uma reação exotérmica. 
Conclusão
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, comprovando o princípio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas. O efeito da pressão não pode ser evidenciado na prática uma vez que para realizar tal experimento seria necessário um aparato muito difícil de manusear, uma vez que trabalhar com gases é muito trabalhoso e complicado.
Bibliografia 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2006.
Princípio de Le Chatelier in Artigos de apoio Infopédia [em linha]. Porto: Porto Editora, 2003-2019.
Hatum, Cláudio, Deslocamento do Equilíbrio Químico. 2015, 11f. Trabalho de Conclusão de Curso.
Dias, Diogo Lopes. Deslocamento do Equilíbrio Iônico. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/deslocamento-equilibrios-ionicos.htm>. Acesso em: 27. abr. 2019