Relatório 10 - Equilíbrio Químico

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO 
 Instituto de Ciências Exatas e Biológicas
 Departamento de Química 
 Prática 2: PREPARO DE SOLUÇÕES
 Nome: Diego Vieira da Silva - 18.2.4084
 Joyce Mendes Gomes - 16.1.6080 
 Mariana Teixeira Vilela – 19.2.4132
	
Introdução
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo, é denominada de equilíbrio químico e ocorre quando as reações direta e inversa acontecem a velocidades iguais (BROWN, 2005).
O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações na temperatura, pressão e concentração dos reagentes e/ou produtos. Esta alteração pode ser prevista pelo princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca na direção que tende a anular ou contrabalancear esta ação”. 
O equilíbrio dinâmico para o qual todas as reações tendem é um aspecto muito importante da ciência em geral. Precisa-se conhecer a composição de uma mistura de reação no equilíbrio porque ela diz a quantidade de produto que se deve esperar. Para se controlar o rendimento de uma reação, é necessário entender a base termodinâmica do equilíbrio e como a posição do equilíbrio é afetada por condições como a temperatura e a pressão. 
A resposta do equilíbrio à mudança de condições tem grande importância econômica e biológica: a regulação do equilíbrio afeta o rendimento dos produtos dos processos industriais, por exemplo; e as células vitais esforçam-se para evitar chegar a um equilíbrio dinâmico (ATKINS, 2007). Não é difícil perceber que o estudo dos equilíbrios químicos é fundamental para as ciências em geral. É menos difícil ainda assimilar sua presença e fundamental importância em ações cotidianas.
Objetivo
- Objetivo Geral:
Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos.
- Objetivo Especifico:
Verificar experimentalmente o Princípio de Le Chatelier.
Materiais
• 5 tubos de ensaio;
• 1 suporte para tubo de ensaio;
• Água destilada (H2O);
• Soluções: - Hidróxido de Sódio (NaOH); 
 - Dicromato de Potássio (K2Cr2O7); 
 - Cromato de Potássio (K2CrO4); 
 - Cloreto de Cobalto (CoCl2); 
 - Ácido Clorídrico (HCl); 
 - Nitrato de Bário [Ba(NO3)2].
Procedimento
4.1 - Sistema CrO42-/ CrO72-
A reação envolvida neste equilíbrio é:
2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O
Este sistema foi utilizado devido à fácil observação do deslocamento do equilíbrio através da diferença de cor do íon cromato, amarelo, e do íon dicromato, alaranjado. Observou-se que, mesmo predominando visualmente a cor amarela (deslocamento no sentido do íon cromato), existiu-se uma pequena quantidade do íon dicromato e vice-versa.
As etapas envolvidas no experimento foram:
Tubo 1: Colocou-se no tubo 1, dez gotas de K2Cr2O7 [0,1mol/L]. Adicionou-se ao mesmo, 10 gotas de NaOH [1,0mol/L]. Agitou-se e observou-se o resultado. Em seguida adicionou-se 10 gotas de HCl [1,0mol/L]. Agitou-se e observou-se o resultado.
Tubo 2: Colocou-se no tubo 2, dez gotas de K2Cr2O4 [0,1mol/L]. Adicionou-se ao mesmo, 10 gotas de HCl [1,0mol/L]. Agitou-se e observou-se o resultado. Em seguida adicionou-se 10 gotas de NaOH [1,0mol/L]. Agitou-se e observou-se o resultado.
Tubo 3: Colocou-se no tubo 3, dez gotas de K2Cr2O7 [0,1mol/L]. Adicionou-se ao mesmo, 2 gotas de Ba(NO3)2 [0,1mol/L]. Agitou-se e observou-se o precipitado formado.
Tubo 4: Colocou-se no tubo 4, dez gotas de K2Cr2O4 [0,1mol/L]. Adicionou-se 2 gotas de Ba(NO3)2 [0,1mol/L]. Agitou-se e observou-se o precipitado formado.
4.2- Sistema [CoCl4]2- / [Co(H2O)6]2+
Neste experimento utilizou-se uma solução hidro alcoólica de cloreto de cobalto (II). 
A equação correspondente é:
[CoCl4]2- + 6H2O ⇌ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ; ΔH < 0
 Cor Azul Cor Rosa
Para o estudo deste equilíbrio seguiu-se as seguintes etapas.
Tubo 5: Adicionou-se cerca de 20 gotas da solução rosa no tubo 5, e colocou-se em um banho Maria e agitou-se a solução até que houvesse alteração na cor; em seguida resfriou-se o tubo em água corrente.
No mesmo tubo, adicionou-se cuidadosamente, na capela, algumas gotas de HCl (concentrado) até que observou-se qualquer variação. Na sequência, acrescentou-se água e verificou se ocorreu alguma mudança.
Resultados e discussões
• Tubo 1: Na solução aquosa de NaOH existem íons OH- que consomem os íons H+ presentes no equilíbrio. A remoção dos íons diminui a concentração do meio alterando a coloração para a esquerda.
2CrO4-2 + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O
 Amarelo Laranja
• Tubo 2: Na solução aquosa de HCl ou qualquer solução ácida libera H+ na água, dessa forma aumenta a concentração destes íons no meio. Assim há um aumento da intensidade da cor laranjada mais forte, ou seja, o deslocamento ocorreu para a sua direita.
2CrO4-2 + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O
 Amarelo Laranja
• Tubo 3: Apresentou baixa solubilidade. O deslocamento ocorreu para a direita.
K2Cr2O7 + Ba(NO5)2 ⇌ 2KNO3 + BaCr2O7 (solúvel)
 Amarelo
• Tubo 4: Apresentou alta solubilidade com característica leitosa. O deslocamento ocorreu para a direita.
K2CrO4 + Ba(NO3)2 ⇌ KNO3 + BaCrO4 (precipitado)
• Tubo 5: Na primeira etapa do processo ocorreu uma reação endotérmica, pois o aumento da temperatura dos reagentes liberou calor na ação contrária, aumentando a concentração de reagentes e diminuindo a concentração dos produtos, e o equilíbrio deslocou-se para a esquerda, tornando-se rosa. Ao adicionar HCl(concentrado) na solução rosa, observou-se um aumento na temperatura e a obtenção da cor azul. Posteriormente, ao processo realizado no mesmo tubo, adicionou-se água e notou-se a variação da cor para rosa e um preciptado no fundo; dessa forma a reação é classificada como exotérmica.
[CoCl4]2- + 6H2O ⇌ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ; ∆<0
 Azul Rosa
Conclusão
Na prática relatada neste trabalho, puderam-se analisar macroscopicamente sistemas em equilíbrio químico, verificando-se experimentalmente alterações nos fatores temperatura e concentração, os quais ocasionam o deslocamento dos diversos equilíbrios à luz o princípio de Le Chatelier. 
Bibliografia
• ATKINS, P.W.; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio-Ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2007, p. 425, 426.
• Apostila de Qui-307 Química - QUI-310. Universidade Federal de Ouro Preto. Instituto de Ciências Exatas e Biológicas. Departamento de Química.
• BROWN, T.L. [et al]. Química: A Ciência Central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005, p. 531.