relatório equilíbrio químico

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Weslei Silva Santana
 Jequié-Bahia
Outubro de 2019
1-Introdução:
 O equilíbrio químico é a atividade central da química e é o estudo das reações químicas. Uma reação química é um fenômeno associado à transformação das substâncias. A ocorrência ou não de uma reação é detectada através de uma modificação direta ou indiretamente percebida no sistema. A formação de um precipitado, a mudança de cor, o desprendimento de gás, etc., são modificações perceptíveis aos sentidos como: a mudança no índice de refração, condutividade elétrica, potencial de um eletrodo, etc., são percebidas por sensores colocados no meio reagente; modificações em reações auxiliares paralelas que ocorrem no meio podem ser evidências indiretas da ocorrência de uma dada reação.[1]
 A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos.
Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema [2].
 Segundo o princípio de Le Chatelier “se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma alteração na concentração, temperatura, ou pressão de um dos componentes, o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação”.[3]
3. Materiais Utilizados
Tubos de ensaio
Béquer de 100 mL
Proveta de 50,0 mL
Proveta de 10,0 mL
Pipetas graduadas de 10,0 mL e de 5,00 mL
Espátula
Pêra
Papel de filtro
Ácido clorídrico concentrado (HC)
Cloreto de amônio (NH4C)
Cloreto cobaltoso hexahidratado (CoCl2·6H2O)
Solução de cromato de potássio (K2CrO42-) a 1,0 % (m/v) ou 0,1 mol L-1
Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O72-) a 0,5 % (m/v) ou 0,1 mol L-1
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,00 mol L-1 
Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,00 mol L-1
Solução de solução de cloreto férrico (FeCl3) 5,0 x 10-2 mol L-1
Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 5,0 x 10-2 mol L-1
Cloreto de sódio (NaCl)
Solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L-1
Hidróxido de amônio (NH4OH)
Solução de ácido nítrico (HNO3) 1:1 (v/v)
Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O)
Tiocianato de amônio (NH4SCN) sólido 
4. Procedimento experimental
Equilíbrio ferro-tiocianato
Em proveta de 50 mL, foi adicionado 1,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1, 1,0 mL de solução de tiocianato de amônio 0,05 mol L-1 e 38 mL de água destilada. Foi agitado e observado.
Foi Numerado quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Foi Colocado em cada tubo, 10,0 mL da solução na proveta.
Ao tubo 1, foi adicionado 2,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1. Agitar, foi observado e comparado com a coloração do tubo 4.
Ao tubo 2, foi adicionado cerca de 0,10 g de tiocianato de amônio sólido. Foi Agitado, observado e comparado com a coloração do tubo 4.
Ao tubo 3, foi adicionado cerca de 0,10 g de cloreto de amônio sólido. Foi Agitado, foi observado e comparado com a coloração do tubo 4.
Equilíbrio cromato-dicromato
Foi Numerado quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Nos tubos 1 e 2, foi colocado a solução de cromato de potássio a 1,0 % (m/v) até 1/3 do volume do tubo de ensaio. Aos tubos 3 e 4, foi adicionado a quantidade semelhante de solução de dicromato de potássio a 0,5 % (m/v).
Ao tubo 1, foi adicionado cerca de 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e agitar. Foi Comparado com a coloração do tubo 2.
Ao tubo 3, foi adicionado cerca de 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Foi Comparado com a coloração do tubo 4.
Equilíbrio dos íons cobalto (II)
Foi Aquecido cerca de 0,30 g de cloreto cobaltoso hexahidratado cristalino em um tubo de ensaio. E foi observado. 
 foi acrescentado 2,0 mL de água ao tubo. Foi mergulhado a ponta de um palito na solução resultante e foi escrito algo sobre um papel de filtro. Foi aquecido o papel em uma chama fraca. A seguir, foi colocado próximo ao ar condicionado. Foi analisado as observações.
Equilíbrio de íons complexos.
Em um tubo de ensaio, foi acrescentado cerca de 0,20 g de cloreto de sódio e 2,0 mL de água. Foi acrescentado cerca de 2,0 mL de solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. Foi retirado o líquido sobrenadante e foi juntado ao sólido formado, solução de hidróxido de amônio em excesso. Foi adicionado, então, solução de ácido nítrico 1:1 (v/v) até obter uma solução ácida. Foi analisado cuidadosamente o resultado.
Em um tubo de ensaio, foi acrescentado cerca de 0,20 g de sulfato de cobre pentahidratado e 2,0 mL de água. Foi acrescentado cerca de 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Foi Retirado o líquido sobrenadante e foi juntado ao sólido formado, hidróxido de amônio em excesso.
5- Resultados e discussões:
Equilíbrio cromato-dicromato:
Quando adiciona ácido no cromato vira dicromato e se adicionar base no dicromato vira cromato.
O deslocamento em equilíbrios iônicos segue o princípio de Le Chatelier da mesma forma que um equilíbrio envolvendo um processo químico sem íons. Assim, todos os sistemas sempre tendem a minimizar uma perturbação sofrida para retornar ao estado de equilíbrio.
No caso dos equilíbrios iônicos, a variação da pressão do sistema não promove o seu deslocamento porque eles quase sempre ocorrem em soluções, principalmente em meio aquoso. O que mais influencia um equilíbrio iônico é a temperatura e a concentração (quantidade de íon ou substância).
Temos um equilíbrio iônico quando uma reação química ocorre em um solvente e possui pelo menos um íon. Quando os sais cromato de potássio (K2CrO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7), por exemplo, são dissolvidos em água com presença de ácido sulfúrico, forma-se o seguinte equilíbrio iônico:
[4]
Nesse equilíbrio iônico, os íons cromato transformam-se em íons dicromato na reação direta (para a direita), e os íons dicromato transformam-se em íons cromato na reação inversa (para a esquerda).
OBS.: No equilíbrio, não foi representado o potássio (K) porque ele faz parte dos dois sais que foram utilizados. O sulfato (SO4-2) do ácido também não foi representado porque é um ânion oriundo de um ácido forte e, por isso, não interage com nenhum componente do equilíbrio ou adicionado a ele.
Quando o cromato (CrO4-2) está na presença de ácido, forma uma solução de cor amarela. O dicromato (Cr2O7-2), quando dissolvido em água, forma uma solução de cor alaranjada. Quando juntos em um equilíbrio iônico, não percebemos a prevalência de nenhuma das duas cores.
Equilíbrio de íons complexos;
Ficou tudo branco formando precipitado, formou o cloreto de prata, adicionou 5,0 mL de hidróxido de amônio no cloreto de prata 
Cloreto de Prata + Hidróxido de amônio= formando o ácido nítrico em uma reação exotérmica( liberou calor), segundo o princípio de Le châtelier diz que não importa a perturbação do equilíbrio, o sistema deslocará a reação até anular os efeitos do distúrbio, dessa forma podemos observar que o desequilíbrio de uma reação é momentâneo, e sempre as moléculas buscará o equilíbrio em uma solução( reagentes homogêneos em equilíbrio).
Complexo ou íon complexos são compostos formados pela reação de um ligante químico com um íon metálico central que este íon coordena os ligantes ao seu redor. É semelhante à formação de um solido iônico pouco solúvel, exceto quanto à natureza homogênea do equilíbrio, pois, na complexação, formam-se espécies pouco dissociáveis e não pouco solúveis, isso explica a formação do ácido nítrico na reação.
AgCl ⇌ NH4OH= HNO3
 
Sulfato de cobre diluiu na água ficou azul escuro + água= água azul+ NaOH = Azul forte, ficou precipitado + Hidróxido de amônio= azulescuro, provado assim que toda solução é aquela que tende se deslocar tanto pra direita, tanto para esquerda a fim de se equilibrar, podendo retornar a sua forma inicial.
Nas reações de complexação as concentrações analíticas e concentrações de equilíbrio são importantes assim como a acidez e o comportamento ácido-base de ânions ou espécies neutras (moléculas) que agem como ligantes químicos e dos próprios cátions coordenantes.
Equilíbrio ferro-tiocianato:
Ao adicionar FeCl3 ao NH4SCN na proveta e colocar 10 mL da solução em 4 tubos de ensaio podemos analisar os diversos deslocamentos da reação baseados no principio de Le Chatelier que diz que a reação tende a ir de forma direta ou inversa buscando sempre um equilíbrio, o desequilíbrio de uma reação é expresso em mudanças físicas e no caso do experimento foram relacionada as cores da reação, no tubo 1 foi adicionado 2 ml de cloreto férrico e foi observado que ficou amarronzado pois a reação desloca para a direita pois o cloreto férrico é predominante por causa do seu teor de acidez. Em seguida foi adicionado ao tubo 2 foi adicionado tiocianato de amônio e foi observado que ficou vermelho vinho porque a reação desloca para a esquerda pois o tiocianato toma o lugar de reagente predominante. Em seguida foi adicionado cloreto de amônio ficou um laranja mais forte, pois o equilíbrio não se deslocou muito deixando a predominância continua praticamente a mesma do tubo 4(grupo controle).
 Segundo o princípio de Le Chatelier em relação a equilíbrio ferro-tiocianato é levado em consideração o pH na questão de predominância no sistema, ou seja, quanto maior a concentração maior a acidez e consequentemente maior será o deslocamento sendo em favor do elemento esquerdo ou direito em uma sequência química-vetorial.
Equilíbrio dos íons cobalto (II)
Ao aquecer 0,30 g de cloreto cobaltoso hexahidratado cristalino em um tubo de ensaio observamos que a substância borbulha e muda de cor e passa a ser vermelho sangue, isso é prova que além de desequilíbrio em concentrações o desequilíbrio também é possível por meio da mudança drástica de temperatura, pegamos um pedaço de madeira e passamos na solução e logo após escrevemos em um papel, foi observado que ao aquecer o papel as letras ficaram azuis e ao por no ar-condicionado elas voltam a cor inicial(rosa), analisando assim que ao aaquecer o equilibrio do CoCl2 se desloca pra direita com seu equilibrio perturbado pela variação de temperatura.
CoCl2 ⇌ calor= cor azul deslocando pra direta e rosa se deslocar pra 
5. Anexo(Questionário);
5.2 Alguns vegetais, como brócolis, escarolam, vagens, etc., quando cozidos, perdem parcialmente a sua coloração verde. A causa da perda de cor deve-se à seguinte reação:
C55H72O5N4Mg(aq) + 2H+(aq) C55H74O5N4 (aq) + Mg2+(aq)
(verde)			(incolor)
Com base na equação iônica dada, o que seria mais adequado adicionar ao vegetal, durante o cozimento, para não ocorrer uma mudança de cor? Explique.
R: Os brócolis, como outros vegetais verdes, ficam mais verde quando você começa a cozinhá-lo. Os vegetais verdes obtêm sua cor da clorofila, uma pigmentação nos cloroplastos das células vegetais. Geralmente, os gases nas lacunas entre as células da planta mascaram rapidamente a cor verde da clorofila. Durante o cozimento, este ar se expande e foge da solução, tornando a cor verde mais vibrante. Partindo disso, o material adequado para adicionar na água que será cozido os brócolis, deve ser o bicarbonato de sódio 2NaHCO3, que apesar de ser classificado como sal ácido, sofre hidrólise em solução aquosa, formando uma solução de caráter básico, e assim neutralizando os ácidos responsáveis pelo deslocamento do magnésio.
5.3 A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”. O equilíbrio dessa amina é:
CH3-NH2(aq) + H2O(ℓ) CH3-NH3+(aq) + OH(aq)
(cheiro de peixe)	(inodoro)
Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte cheiro de peixe? Explique.
R: Usando limão ou vinagre, pois o limão e o vinagre são ácidos (H+) e vão neutralizar a metilamina responsável pelo cheiro do peixe. A metilamina reage com ácidos para formar o íon metil amônio, que é inodoro. Porém o vinagre terá uma maior eficácia pois, o vinagre é formado por uma solução aquosa de cerca de 4% em volume de ácido acético. Esse composto orgânico, que também é chamado de ácido etanoico, é da família dos ácidos carboxílicos. Para que o vinagre possa acabar com os cheiros ruins, é necessário que ocorra uma reação de neutralização, na qual se produz substâncias que não possuem o mau odor. Visto que toda reação de neutralização ocorre entre um ácido e uma base, o vinagre, que é um ácido, elimina com eficácia somente odores básicos.
5.4 De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em águas potáveis e cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes.
3Ca3(PO4)2 · Ca(OH)2 (s) + 2NaF(aq) 3Ca3(PO4)2 · CaF2 (s) + 2NaOH(aq)
R: O flúor é um elemento químico da família dos halogênios, um mineral encontrado facilmente na natureza, por toda a crosta terrestre. O material pode ser sintetizado em laboratório e ser adicionado a uma série de produtos, como os cremes dentais e a água fornecida pelas companhias de saneamento público.
O flúor trabalha nos processos de desmineralização e remineralizarão que ocorrem naturalmente na boca. Além disso, possui efeito ante enzimático e antimicrobiano, eliminando algumas bactérias e impedindo a multiplicação das mesmas.
Uma das formas mais comuns de obter o flúor é por meio da água que chega às nossas torneiras. A água fluoretada, nesse caso, o flúor é absorvido pelo estômago e retorna à cavidade bucal pela saliva e pelo fluido gengival. O uso da substância também pode ocorrer por via tópica, ou seja, quando ela é aplicada diretamente na boca. Nessas condições, o flúor é apresentado à cavidade bucal por meio de bochechos, escovação dos dentes e na forma de gel ou espuma, inclusive com moldeiras ajustáveis.
Além disso, é um elemento de muita necessidade para a formação do biofilme, ou seja, a proteção dos dentes. Ele, em contato com a saliva, que contém cálcio, fortalece o dentinho. Por isso, devemos usar flúor sempre.
7- Conclusão: 
Concluímos com base no princípio de Le Chatelier que um sistema em equilíbrio é perturbado por uma alteração na concentração, temperatura, ou pressão de um dos componentes, o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação, ou seja a solução sempre tenderá a um equilíbrio onde um dos reagente será o de maior predominância na reação, desde modo podemos observar o desequilíbrio e o deslocamento do equilíbrio através de variações físicas como( calor, cor ou até mesmo mudança de estado físico) o equilíbrio é representado tanto em forma direta tanto em forma inversa, toda solução é aquela que tem a possibilidade de reversão por meio do deslocamento do equilíbrio 
8-Referências:
[1] Equílibrio Químico/ Genilson Pereira Santana – Manaus :o Autor, 2015.
[2] BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
[3] Princípio de Le Chatelier; USP; disponível no site;< http://www2.iq.usp.br> acesso em 19 de outubro às 22:40 PM.