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�Universidade Norte do Paraná
Unidade Londrina Jd. Piza
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Discente: Grazieli Esser Ricken/ Jeferson Lopes Thomas/ Wagner Balbino
Disciplina/Semestre: Química Analítica Qualitativa Experimental/ 3° semestre
Docente: Camila Paz/ Kaio Maciel
LONDRINA
2015
OBJETIVO
Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico. Demonstrar a reversibilidade das reações químicas.
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Parte 1
Ao levar o nitrato de chumbo ao bico de Bunsen é observada liberação de gás, o material que se prende em volta do tubo é de coloração marrom, após banho de gelo, o material em volta do tubo começa a ficar a transparente, ao levar esse mesmo tubo ao banho Maria, sua coloração volta a ser marrom.
Isso ocorreu por que a reação de dimerização do NO2 é reversível, pois pode-se, pela manipulação da temperatura, transformar o dímero em monômero e o monômero em dímero.
O aumento da temperatura favorece a formação do NO2, pois ele é a parcela endotérmica da reação, logo, fornecendo calor, o equilíbrio é deslocado para seu lado, no caso, reagentes. Já, como se é de esperar, a diminuição da temperatura favorece a formação de N2O4, sendo essa a direção exotérmica, o sentido que libera calor.
2NO2 (g) 	N2O4(g)
Parte 2
Após a adição de NaCl à solução de AgNO3, observou-se que o líquido se tornou levemente turvo pela formação de cloreto de prata, a única espécie visível deste experimento, sendo a única que pode ser visualizada por possuir a menor solubilidade, sendo a única que se torna sólida.
NaCl(aq) + AgNO3(aq) ( AgCl(s) + Na+ + NO3+
Então se estabelece o equilíbrio do íons Ag+ e Cl- com o cloreto de prata na solução:
Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)
Com a adição de NH3 voltou a ser transparente, pois a prata iônica que se encontrava em solução formou o íon complexo diaminargentato, acarretando a diminuição de reagentes no equilíbrio acima, o que o deslocou pra a esquerda, diminuindo assim a concentração de cloreto de prata na solução, que novamente se tornou incolor, por se o complexo diaminargentado altamente solúvel.
Ag+(aq) + 2NH3(aq) 	[Ag(NH3)2](aq)
Ao adicionar HNO3 ocorre novo turvamento, pois a acidulação da solução transforma o NH3 livre na solução em NH4, o que desloca o equilíbrio acima ao lado dos reagentes segundo o princípio de Le Chatelier, diminuindo assim a concentração do complexo diaminargentato na solução, o que acarreta como consequência a liberação de Ag+ na solução, que reage com o Cl- para atingir o equilíbrio 
(Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)) novamente:
NH3(aq) + HNO3(aq) NH4+(aq) + NO3+(aq)
Pode-se então concluir que a reação de precipitação do AgCl é uma reação reversível, pois pode-se deslocar seu equilíbrio alterando a concentração de reagentes.
Parte 3
Com a adição de H2SO4 a solução de cromato sua coloração muda de verde claro para alaranjado, ao adicionar NaOH no mesmo tubo, a solução volta a coloração inicial, verde claro.
Com a adição de NaOH a solução de dicromato sua coloração muda de alaranjada para verde claro.
Adicionando mais algumas gotas de H2SO4 ao primeiro tubo, muda sua coloração novamente para alaranjado.
Reação:
2CrO42-(aq) + 2H+(aq) 		Cr2O72-(aq) + H2O(l)
Com a mudança de coloração na solução é possível identificar o deslocamento de equilíbrio.
Ao adicionar H+ o equilíbrio se desloca para direita, formando Cr2O72-(aq) + H2O(l) de coloração alaranjada, e com a adição de OH- o equilíbrio se desloca para esquerda, formando 2CrO42- (aq) + 2H+ (aq) de coloração verde.
Parte 4
Ao adicionar fenolftaleína à solução contendo amônia e água destilada, sua coloração ficou rosa, indicando que a solução é básica.
Separou-se essa solução em um 2 tubos de ensaio no primeiro adicionou-se cloreto de amônio e a solução ficou incolor.
No segundo tubo adicionou-se HCl, mudando para incolor.
Reação:
NH3(aq) + H2O(l) 		NH4+(aq) + OH-(aq)
A mudança de coloração ocorre devido alteração do pH, os íons NH4+ participam do equilíbrio da dissociação da amônia, provoca o deslocamento de equilíbrio no sentido de consumir NH4 adicionado. A adição de OH- também diminui na solução, deixando de ser alcalina e mudando sua coloração.
CONCLUSÃO
Pode-se concluir com essa prática que a manipulação das concentrações de espécies envolvidas em equilíbrios químicos é perfeitamente possível, e relativamente fácil, seguindo o princípio de Le Chatelier, podemos assim determinar com muita facilidade o caminho que a reação está tomando, e como revertê-lo.
Pode-se também concluir que existem tipos diferentes de equilíbrio que podem ser observados, sendo que cada um deles deve ser manipulado da maneira correta. Como visto, há equilíbrio que pode ser deslocado apenas com a alteração da concentração de uma espécie de um dos lados da equação; equilíbrios que podem deslocados com o fornecimento ou retirada de calor dos arredores da reação, equilíbrios que podem ser deslocados pela alteração do pH do meio, e ainda equilíbrios que podem ser deslocados por oxidação ou redução das espécies envolvidas.
REFERÊNCIAS 
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução á Semimicroanálise Qualitativa. Campinas Editora UNICAMP, 7ª ed. 1997.
VOGEL, A, I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.