EQUILIBRIO QUIMICO QUIMICA EXPERIMENTAL

Prévia do material em texto

I N S T I T U T O F E D E R A L D O P A R A N Á
C Â M P U S P A R A N A V A Í
	
Celso Emilio Bortoletto Junior
Equilíbrio Químico
Relatório de Química Geral Experimental apresentado ao IFPR – Instituto Federal do Paraná - como requisito parcial para obtenção de conceito bimestral
Prof. Me. Gleice Rocha dos Santos Almeida
PARANAVAÍ
2017
INTRODUÇÃO
No equilíbrio, a velocidade na qual os produtos são formados, a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. (BROWN 2005).
Segundo o Henri-Louis Le Châtelier, o princípio de equilíbrio químico pode ser entendido como: Um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de forma a neutralizar o efeito do distúrbio. 
	
Fórmula química para a constante de equilíbrio na fase gasosa
Keq = pCc pDd 
 pAa pBb
Fórmula química para a constante de equilíbrio em geral 
Keq = [C]c [D]d
 [A]a [B]b
A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes. Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio. De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no equilíbrio.
Se K > 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita. Se K < 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à esquerda. (RUSSELL 2006).
2. OBJETIVO 
Avaliar os princípios fundamentais de equilíbrio químico, por meio do experimento.
3 MATERIAL E REAGENTES (POR GRUPO) 
8 Tubos de ensaios 
Estante para tubos 
3 Pipetas de 2 a 5 mL 
Balão de 25 mL 
2 Espátulas 
3.1 MATERIAL E REAGENTE GERAL 
Sulfato de Cobre II (CuSO4. 5H2O) 0,2 M
Ácido clorídrico (HCl)
Hidróxido de sódio (NaOH)
Cloreto de sódio (NaCl)
Banho Maria 
Água destilada 
Capela 
Balança
4. PROCEDIMENTO
Primeira Parte
Preparou-se cinco tubos de ensaio em uma estante. A solução do tubo de ensaio 1 serviu como padrão de comparação. Colocou-se, em cada tubo de ensaio, 2 mL de solução sulfato de cobre II (CuSO4. 5H2O) 0,2 M. Dilui-se a solução contida no tubo de ensaio 2 em 1:2. Adicionou-se as soluções contidas nos tubos de ensaio 3 e 4, ácido clorídrico (HCl), gota a gota, até não observar alterações.
Acrescentou-se gota a gota, ao tubo de ensaio 4, água destilada até atingir a coloração da solução do tubo de ensaio 2. Adicionou-se ácido clorídrico (HCl) no tubo de ensaio 5, apenas o suficiente para produzir uma mudança perceptível de cor, em relação ao tubo de ensaio 1.
Segunda Parte 
Preparou-se três tubos de ensaio em uma estante. A solução do tubo de ensaio 1 serviu como padrão de comparação. Colocou-se 2mL de solução de sulfato de cobre II (CuSO4.5H2O) 0,2 mol/L nos 3 tubos de ensaio. 
Adicionou-se cloreto de sódio sólido (NaCl) nos tubos de ensaio 2 e 3, em pequenas proporções e sob agitação constante. Observou-se a cor das duas soluções deve ser idêntica. 
Aqueceu-se a solução do tubo de ensaio 3 cuidadosamente (sem ferver) em banho-maria. Deixou-se esfriar o tubo de ensaio e observou-se alguma mudança de coloração.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Colocou-se, em cada tubo de ensaio, 2 mL de solução de sulfato de cobre II (CuSO4.5H2O), com o auxílio de uma pera e pipeta graduada. No caso da pipeta graduada, foi utilizada a de 2 mL como capacidade máxima. Dilui-se a solução contida no tubo de ensaio 2 em 1:2.
No tubo de ensaio 2, foram adicionados 1 mL de água destilada para que a solução ficasse 50% menor do que a inicial, tornando-o assim, a solução de sulfato de cobre II (CuSO4) em 1:2. Formando-se essa reação química:
CuSO4. 5H2O(aq) CuSO4(aq) + 5H2O(l)
 Sulfato de cobre pentahidratado Sulfato de cobre + Água 
Essa reação é denominada de “decomposição”, pois o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5H2O) fez com que separasse em sulfato de cobre (CuSO4) e água (H2O)
Para o manuseio do ácido clorídrico (HCl) utilizou-se a capela, pois o ácido libera gás tóxico, sendo adicionado nos tubos de ensaio 3 e 4, quantidades pequenas de ácido clorídrico (HCl), utilizando uma ferramenta chamada conta gotas, até não observar alterações. Formando-se essa reação química:
 
CuSO4.5H2O(aq) + 4HCl(aq) CuCl4-2 + 4H+(g) + SO4-2(aq) + 5H2O(l)
Sulfato de cobre pentahidratado + Ácido clorídrico Tetraclorocuprato + Hidrogênio + Sulfato + Água 
Ocorre uma reação química quando se junta o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) mais o ácido clorídrico (HCl), dando origem a uma solução aquosa de tetraclorocuprato (CuCl4-2) liberando gás hidrogênio (H2) ion sulfato (SO4-2) e 5 mols de água (5H2O).
Essa reação química tem a sua coloração verde amarelo, porque quando a temperatura muda, a cor da solução em que é dissolvida varia de amarelo para verde.
 Esta variação de cor é atribuível a uma mudança na estrutura do íon, de fato a estrutura desse íon pode assumir duas formas: planar e tetraédricas.
O íon tetraclorocuprato (CuCl42) é formado por mistura de uma solução contendo cobre (Cu) (II) e cloreto (Cl). Ocorrendo esta reação química:
Cu2+(aq) + 4Cl-(aq) CuCl42-
Cobre + Cloreto Tetraclorocuprato
Essa reação é confirmada por uma alteração de cor da solução de cor azul para o verde esmeralda. Também explica por que as reações entre compostos básicos de cobre e ácido clorídrico concentrado geram uma solução verde em vez de azul.
Na segunda parte do experimento, colocou-se 2mL de solução de sulfato de cobre II (CuSO4.5H2O) 0,2 mol/L nos 3 tubos de ensaio, Adicionou-se cloreto de sódio sólido (NaCl) nos tubos de ensaio 2 e 3, em pequenas proporções e sob agitação constante. Ocorrendo essa reação química.
2NaCl(s) + CuSO4(aq)  Na2SO4(aq) + CuCl2(s)
Cloreto de sódio + Sulfato de cobre Sulfato de sódio + Cloreto de cobre I 
Essa reação é denominada de “dupla-troca”, pois o cloro (Cl) ligado ao cloreto de sódio (NaCl) e o cobre (Cu) ligado ao sulfato de cobre (CuSO4), formou o sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de cobre I (CuCl2).
Essa reação química tem a sua coloração inicial azul, pelo fato da presença de sulfato se cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O). Ao colocar o cloreto de sódio (NaCl) nada acontece, no entanto, ao agitar bem, começa a ficar verde-claro. Colocou-se o tubo de ensaio em banho-maria a 50ºC por 3 minutos, a coloração ficou verde-escuro. Em seguida, retirou esse tubo de ensaio quente, deixando esfriar por alguns minutos, voltando a sua coloração inicial azul.
6. CONCLUSÃO
Conclui-se que na primeira parte do experimento realizado com o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5H2O), ocorreu a decomposição do sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5H2O) em sulfato de cobre (CuSO4) e água (H2O) no segundo tubo de ensaio.
No terceiro e quarto tubo de ensaio, foram adicionados ácido clorídrico (HCl) reagindo com o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5H2O) formando um íon complexo chamado de tetraclorocuprato (CuCl4-2), hidrogênio (H2), sulfato (SO42-) e água (H2O).
Na segunda parte do experimento, foram adicionados aos tubos de ensaio sulfato de cobre (CuSO4) e cloreto de sódio (NaCl), formando sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de cobre I (CuCl2). Essa reação química tem a sua coloração verde claro. Ao colocar em banho-maria o tubo de ensaio, a coloração ficou verde escuro. Deixou-se esfriar por alguns minutos, voltando a coloração azul no tubo de ensaio.
Ao manusear o ácido clorídrico (HCl), devemos tomar precauções e utilização de EPI (Equipamento de Proteção Individual), pois, o reagente químico libera gás tóxico, e a utilização da capela também se faz necessário para evitar a inalação desse gás.
7. ANEXOSSulfato de cobre II (CuSO4. 5H2O)
249,68 g 0,2mol 1000mL
 1mol 1000mL = 49,93g de CuSO4
Ácido clorídrico (HCl) 
36,5g 1mol 1000mL
1mol 1000mL 1,19g/cm-3 = 43,43mL de HCl
Cloreto de sódio (NaCl) 
58,44g 1mol 1000mL
1mol 1000mL = 58,44g de NaCl
8. REFERENCIAS
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 2006 para a língua Portuguesa;