Determinação da constante de equilibrio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA
Relatório das Práticas:
-Energia de ativação de uma reação química.
-Determinação da constante de equilíbrio
ALUNO: Sarah Hannahe Costa Simão
MATRICULA: 0315440
CURSO: Bacharelado em Química 
DISCIPLINA: Química Geral II - Prática
PROF º: Luiz Gonzaga
Fortaleza – 2011.2
UFC
Prática: 06- Determinação da constante de equilibrio
OBJETIVOS
· Caracterizar os estados de equilíbrio dos sistemas químicos;
· Determinar uma constante de equilíbrio.
· Reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: princípio de Lê Chatelier;
INTRODUÇÃO
Uma das leis mecânicas diz que: “quando um sistema se dirige espontaneamente de um estado a outro há um decréscimo da energia potencial. No equilíbrio esta energia potencial deve ter um valor mínimo”.
Nos sistemas químicos devem-se considerar, para compreender o equilíbrio químico, dois fatores importantes: a tendência para atingir a energia mínima (como nos sistemas mecânicos) e a tendência para a máxima desordem. Para uma reação química, à temperatura e pressão constantes, o efeito destas duas tendências é dado pela energia livre de Gibbs (G). Uma reação química ocorre espontaneamente, dos reagentes aos produtos, somente se há um decréscimo de G. No equilíbrio G tem um valor mínimo, isto é, dG=0.
A lei que governa o equilíbrio mecânico é diferente da lei que governa o equilíbrio químico, porque para um sistema mecânico o equilíbrio significa ausência de movimento, enquanto no equilíbrio químico significa somente a constância das propriedades macroscópicas em relação ao tempo.
Como as forças mecânicas são definidas em relação à variação da energia potencial, pode-se fazer uma analogia com as forças termodinâmicas e ligá-las à variação da energia livre de Gibbs.
Nas reações químicas o equilíbrio pode ser explicado jogando com dois fatores: o decréscimo da energia e o aumento da entropia. O fato de uma reação não está em equilíbrio é uma consequência da diferença entre os valores desses fatores. Esta diferença, força resultante que dirige as reações químicas, denomina-se energia livre. Com o correr da transformação a energia livre diminui até atingir um valor mínimo, enquanto a entropia aumenta até um valor máximo.
A energia livre pode ser discutida sob duas condições experimentais: a volume constante (energia livre de Helmholtz) e à pressão constante (energia livre de Gibbs). Visto que a maioria das reações químicas é estudada à pressão constante, a função mais utilizada é a energia livre de Gibbs, representada por G, e dada pela equação:
G = H – T. S
Para uma transformação a partir de um estado inicial a um estado final tem-se: ΔG = ΔH – Δ(T.S) ou à temperatura constante, ΔG = ΔH – T. ΔS
Como a entalpia e a entropia são funções de estado, a energia livre também o será.Essa equação, formulada em 1878 por Gibbs, é conhecida como o "critério de espontaneidade das reações". Processos espontâneos, sob pressão e temperatura constantes, possuem variação negativa de energia livre: ΔG = ΔH – T. ΔS < 0.
A definição termodinâmica da entropia centraliza-se na variação de entropia, dS, que ocorre em consequência de uma mudança física ou química (em geral, como resultado de um “processo”). A definição de entropia é motivada pela idéia de que uma modificação da dispersão da energia, da sua distribuição de maneira desordenada, depende da quantidade de energia que é transferida no processo na forma de calor. Lembrando que, o calor proporciona um aumento do movimento caótico das partículas das vizinhanças do sistema. O trabalho, que propicia o movimento ordenado dos átomos das vizinhanças, não altera o grau de desordem e não contribui para alterar a entropia.Para uma transformação finita entre dois estados 1 e 2 ABS(x) , a entropia é expressa por:
ou à temperatura constante para um processo reversível:ΔS = Q/T ADVANCE \T ADVANCE \d QT 
A equação anterior é válida para qualquer transformação (física ou química). No caso de uma reação química, quanto mais energia livre a reação disponibiliza, maior quantidade de produtos será produzida. Assim, pode-se pensar em uma reação genérica que ocorre em determinada temperatura e pressão: aA + bB = cC + dD. Em determinada situação, haverá certa quantidade de produtos e reagentes. Define-se então um coeficiente de reação, Q, para expressar essa proporção:
Na qual [A], [B], [C] e [D] são respectivamente as concentrações de A, B, C e D.
Para certo valor de Q haverá ainda certa quantidade de energia livre, , (que é igual à diferença de energia livre dos produtos e à energia livre dos reagentes) que ainda pode ser liberada. O subscrito r foi usado para designar a reação.
A reação se processa espontaneamente de forma que vai diminuindo. A reação ocorre até que não haja mais diferença de energia livre entre produtos e reagentes, em outras palavras, = 0. Nesse estado termodinâmico (que é único para cada reação), todas as propriedades macroscópicas não mudam mais. Isso significa que Q não muda mais. Nessa condição, Q será designado por K (a constante de equilíbrio para a reação).Observando a seguinte reação:
H2(g) + I2(g)          2HI(g)
Seria esperado que na reação de um mol de H2 com um mol de I2, obteríamos dois mols de HI, mas através de experimentos práticos, ainda que em altas temperaturas constata-se a formação de no máximo 1,6 mol de HI; resta ainda no sistema 0,2 mol de cada reagente.Essa reação assim como a maioria das que ocorre na natureza, ou em laboratórios, não possui um rendimento de 100%, pois há sobra de reagentes.A partir do momento em que as propriedades macroscópicas do sistema não se alteram dizemos que ele se encontra em equilíbrio.Na formação de HI pela reação entre H2 e I2, as reações diretas e inversas ocorrem simultaneamente, segundo o esquema:
Reação I (direta): H2 + I2 à 2HI
Reação II (inversa) 2HI à H2 + I2
No início, a reação I é rápida, enquanto a II ocorre muito lentamente. Isso ocorre por que a velocidade de uma reação química depende das concentrações das espécies que estão reagindo.
Conforme o tempo da reação aumenta, as concentrações de H2 e I2 diminuem, tornando a reação I, por conseqüência, mais lenta. Por outro lado, a concentração do produto HI aumenta gradativamente, o que acelera a velocidade da reação II.Esse tipo de reação é chamada de reversível, e o sistema pode ser representado “unindo” as duas reações, como se segue:
H2(g) + I2(g)          2HI(g)
A extensão de uma reação reversível é representada pela constante de equilíbrio (K) expressa abaixo para a reação estudada.
[HI]
Keq = --------------
[H2][I2]
[1,6]2
Keq = -------------- = 64 mol/ L
[0,2][0,2]
De forma genérica, considerando a equação:aA + bB à cC + dD a sua constante de equilíbrio será:
[C]c . [D]d
Keq= ------------
[A]a. [B]b
Na qual, o subscrito equação foi usado para representar a concentração das substâncias no equilíbrio e a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação.
Em 1888, o químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) enunciou um princípio com o qual se pode prever em que sentido o equilíbrio será deslocado: “quando um equilíbrio é alterado por um fator externo, ocorre um deslocamento no sentido que anula a alteração”.
Segundo o princípio de Le Chatelier, um sistema em equilíbrio tende a anula ou, pelo menos, atenua os efeitos de forças que agem sobre ele. Os principais fatores que provocam o deslocamento do ponto de equilíbrio de um sistema químico são:
a)    Concentração das espécies envolvidas na reação.
Quanto maior for a concentração dos reagentes maior será velocidade da reação direta, ou seja, no sentido de formar produtos. O inverso ocorre quando há um aumento na concentração do produto – o sistema desloca-se no sentido de formar reagentes.
b)    Temperatura
Temperaturas elevadas favorecem reações endotérmicas, temperaturas baixas favorecem reações exotérmicas.
c)    Variação de volume
Aumento do volumede um sistema gasoso em equilíbrio aumenta o espaço entre as partículas, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido de diminuir esse espaço, quando possível, ou seja, no sentido de aumentar o numero de partículas.
Assim, o aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido da sua formação. Além disso, o equilíbrio sofre influência da variação da pressão e da temperatura. O aumento da pressão de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da contração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do volume. Já o aumento da temperatura de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte A – Preparação da solução padrão de FeSCN2+.
A solução padrão foi preparada da seguinte forma: a um balão volumétrico de 100 mL, 20mL de solução de Fe(NO3)3 0,2M e 4,8mL de HSCN 0,002M foram adicionados. O volume foi completado com HNO3 0,5M. Desde que nesta solução Fe3+ >> HSCN a reação é fortemente deslocada para a direita. Você poderá supor, sem grande erro, que todo HSCN adicionado é transformado em FeSCN2+. Calculou-se então, a concentração de FeSCN2+ da solução padrão.
Parte B – Estimativa do erro do método visual no calculo das concentrações de FeSCN2+. 
Uma solução com metade da concentração da solução padrão foi preparada adicionando-se a um balão volumétrico de 100mL, 20mL de Fe(NO3)3 0,2M e 2,4mL de HSCN 0,002M e o volume foi aferido para 25mL com HNO3 0,5M.
Transferiu-se 10mL dessa solução para um tubo de ensaio, em outro tubo de ensaio colocou-se uma quantidade aproximada de 10mL da solução padrão. Colocaram-se os 02 tubos de ensaio lado a lado, e olhou-se de cima, e percebeu-se que a solução padrão apresentou uma coloração laranja mais intensa, então colocou-se a solução padrão em béquer enxuto e limpo e comparou-se novamente as intensidades. repetiu-se o procedimento ate que as cores das soluções em questão coincidissem perfeitamente. 
mediu-se as alturas das soluções nos 02 tubos de ensaio usando-se uma régua.
A determinação experimental da FeSCN 2+ pode ser feita através da equação:
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
Onde h é a altura das soluções.
Comparou-se FeSCN2+ teórica com a FeSCN2+ experimental.
Parte C – Determinação de Kc. 
Marcou-se 05 tubos de ensaio com números de 01 a 05. Seguiu-se a tabela abaixo, preparando-se as soluções agitando-se bem para que as mesmas homogeneizassem.
Tabela 1: Volume e concentrações dos reagentes
	SISTEMA
	VOLUME DE Fe(NO3)2 2x10-3M
mL
	VOLUME DE HSCN 2X10-3M
mL
	VOLUME DE HNO3 0,5M
mL
	1
	5
	1
	4
	2
	5
	2
	3
	3
	5
	3
	2
	4
	5
	4
	1
	5
	5
	5
	0
A concentração de FeSCN2+ na solução desconhecida no tubo de ensaio pode-se ser encontrada comparando-se a intensidade da cor laranja nesta solução com a cor da solução padrão, Usou-se o método descrito na etapa B.Repetiu-se o procedimento pra os demais tubos de ensaio, após organizou-se os resultados na tabela 2.
Parte D – Verificação do principio de Le Chatelier.
1. Efeito da concentração:
Dissolveu-se, em um tubo de ensaio , contendo 4mL de água destilada , alguns cristais de K2CrO4, verificou-se a cor da solução.adicionou-se gota a gota, solução de HCl e anotou-se a quantidade de gotas ate que houvesse mudança de cor.Em outro tubo dissolveu-se cristais de K2Cr2O7 em 4mL de água destilada, verificou-se a cor da solução. Adicionou-se a solução anterior, uma solução de NaOh gota a gota, observou-se a mudança ocorrida. Adicionou-se gota a gota de NaOH no primeiro tubo e solução de HCl ao segundo tubo, e observou-se caso houvesse alguma mudança.
2. Efeito da temperatura:
Dispondo-se de suas amplas de vidro contendo NO2,,observou-se a coloração castanha do gás contido nas ampolas, mergulhou-se uma das ampolas em um béquer contendo gelo e sal grosso, comparou-se a coloração do gás nas duas ampolas.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Parte A
A concentração de FeSCN2+ da solução padrão e dada pela equação:
Ci x Vi = Cf x Vf
0,002M x 4,8mL = Cf x 100mL
Cf = 9,6 x 10-5 M
A equação para a reação é a seguinte: 
Fe Fe 3+3 +(Aq) + HSCN + HSCN(Aq) ⇌ FeSCN2+ 2 + ( aq ) (Aq) + H + H++ ( aq ) (Aq) 
(deep red) 
(vermelho escuro) 
( aq )
O produto, FeSCN2+ 2 +,é , is a complex ion in which É um íon complexo em que Fe 3+ 3 + ions are combined with SCN são combinados com íons SCN – 2- ions to form íons para formar thiocyanatoiron (III) ions. tiocianato de ferro(II). It is possible to follow this reaction and calculate the equilibrium constant É possível acompanhar esta reação e calcular a constante de equilíbrio because the complex ion has a deep wine-red color in solution, and therefore its concentration can be porque o íon complexo dispõe de um vinho de cor vermelha profunda na solução.
The handling, including the lack of stirring, could play some minor roles.K c c = = [ FeSCN [FeSCN 2+ 2 + ][ H ] [H + + ] ] 
[ Fe [Fe 3+ 3 + ][ HSCN ] ] [HSCN]
Kc= 0,12
Os maiores erros neste experimento são os erros processuais onde colocou-se muito ou pouco dos reagentes. 
O tratamento, incluindo a falta de agitação, e o excesso de solução nos tubos.
Parte B
Tabela 2: altura das amostras
	Altura da amostra padrão
	4,2 cm
	Altura da amostra desconhecida
	7,8 cm
Usou-se da equação:
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão , para calcular a concentração desconhecida.
Sabemos que a concentração padrão e de: 9,6 x 10-5 M
Então se 9,6 x 10-5M e para o volume de 4,8mL, logo a concentração para 2,4mL deve ser de 4,8 x 10-5M.
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,8 cm = 9,6x10-5 x 4,2 cm
X= 5,17 x 10-5 M.
A concentração teórica é calculada através da equação:
Cinicial x Vinicial = Cfinal x Vfinal
0,002 M x 2,4 mL = Cfinal x 100 mL
Cfinal = 4,8 x 10-5 M
Comparando-se a concentração teórica de [FeSCN2+] com a concentração experimental, calcula-se o erro percentual:
Erro percentual:
4,8 x 10-5M ------------------100%
5,17 x 10-5 M ----------------- Y
Y= 7,7%
O erro pode-se ter dado no momento de observar se as cores dos tubos de ensaios estavam mesmo idênticas, ou seja, pode ter ocorrido falhar na percepção das cores entre si.
Parte C
O procedimento foi baseado na comparação de cores envolvendo um tubo padrão (tubo 1), onde a concentração de íons Fe3+ é muito maior do que a de íons HSCN-, admitindo-se que, praticamente todo o HSCN- transformou-se no complexo Fe(SCN)3+. A comparação de cores foi feita admitindo a relação: hp.Cp = hd.Cd, onde, hd e Cd representam a altura e a concentração da solução de HSCN- no tubo 1. hx (x = tubos 2, 3, 4, 5 e 6) representam as alturas das soluções nos tubos, depois da retirada de quantidade suficiente de solução até as cores tornarem-se iguais, quando comparadas visualmente, com o tubo padrão. Cx representam suas respectivas concentrações no equilíbrio. O procedimento experimental foi realizado baseando-se no manual, destaca-se a acidificação do meio com HNO3. A partir destas pode-se calcular as Kc, cujos resultados estão dispostos nas Tabelas que aqui estão anexadas:
Observou-se que a tonalidade do laranja aumentou do 1° para o 5° sistema.
Tabela 3: Volumes e Concentração – tonalidades 
	SISTEMA
	VOLUME DE Fe(NO3)2 2x10-3M
mL
	VOLUME DE HSCN 2X10-3M
mL
	VOLUME DE HNO3 0,5M
mL
	1
	5
	1
	4
	2
	5
	2
	3
	3
	5
	3
	2
	4
	5
	4
	1
	5
	5
	5
	0
Depois anotou-se as alturas das soluções que está determinada na tabela abaixo:
Tabela 4: alturas das soluções e equilíbrio de FeSCN 3+ 
	SISTEMA
	Altura solução padrão
(cm)
	Altura solução desconhecida (cm)
	FeSCN 3+ 
no equilibrio
	1
	2,2
	7,5
	2, 816 x 10 -5
	2
	5,1
	7,7
	6, 358 x 10 -5
	3
	6,8
	7,6
	8, 589 x 10 -5
	4
	8,7
	7,7
	1, 084 x 10 -4
	5
	10,5
	7,6
	1, 326 x 10-4
Cálculos de FeSCN 3+ no equilíbrio:
[FeSCN 2+ ]desconhecidax h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,5 cm = 9,6x10-5 x 2,2 cm
X= 2,816 x 10 -5
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,7 cm = 9,6x10-5 x 5,1 cm
X = 6,358 x 10 -5
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,6 cm = 9,6x10-5 x 6,8 cm
X= 8,589 x 10 -5
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,7 cm = 9,6x10-5 x 8,7 cm
X= 1,084 x 10 -4
[FeSCN 2+ ]desconhecida x h desconhecida = [FeSCN2+]padrão x h padrão
X x 7,6 cm = 9,6x10-5 x 10,5 cm
X= 1,326 x 10-4
Tabela 5: moles iniciais de reagentes e produtos
	SISTEMA
	Fe(NO3)3
	HSCN 
	FeSCN2+
	1
	10 x 10-6 mol
	2 x 10-6
	0
	2
	10 x 10-6 mol
	4 x 10-6
	0
	3
	10 x 10-6 mol
	6 x 10-6
	0
	4
	10 x 10-6 mol
	8 x 10-6
	0
	5
	10 x 10-6 mol
	10 x 10-6
	0
Calculo do numero de moles iniciais de reagentes e produtos:
M=n/v
Sistema 1:
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10-6 moles de Fe(NO3)3
n= 2 x 10-3 x 1,0 x 10-3
n= 2 x 10 -6 moles de HSCN
Sistema 2:
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10-6 moles de Fe(NO3)3
n= 2,0 x 10-3 x 2,0 x 10-3
n= 4 x 10 -5 moles de HSCN
Sistema 3:
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10-6 moles de Fe(NO3)3
n= 2,0 x 10-3 x 3,0 x 10-3
n= 6 x 10 -5 moles de HSCN
Sistema 4:
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10-6 moles de Fe(NO3)3
n= 2,0 x 10-3 x 4,0 x 10-3
n= 8 x 10 -5 moles de HSCN
Sistema 5:
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10-6 moles de Fe(NO3)3
n= 2,0 x 10-3 x 5,0 x 10-3
n= 10 x 10 -5 moles de HSCN
Tabela 6: moles finais de reagentes e produtos
	SISTEMA
	Fe(NO3)3
	HSCN 
	FeSCN2+
	1
	1,94368 x 10 -3
	1,7184 x 10-3
	2, 816 x 10 -7
	2
	1,872 x 10-3
	1,6821 x 10-3
	6, 358 x 10 -7
	3
	1,82822 x 10-3
	1,7137 x 10-3
	8, 589 x 10 -7
	4
	1,7832 x 10-3
	1,729 x 10-3
	1, 084 x 10 -6
	5
	1,7348 x 10-3
	1,7348 x 10-3
	1, 326 x 10-6
Calculo do número de moles finais de reagente e produto:
	Sistema 1
	Fe 3+
	HSCN
	[FeSCN]2+
	Inicio
	10 x 10-6
	2 x 10-6
	0
	Reagindo
	-x
	-x
	x
	Equilíbrio
	10 x 10-6 -x
	2 x 10-6 -x
	2,816 x 10 -7
	
	9,7184 x 10-6
	1,7184 x 10-6
	
	Sistema 2
	Fe 3+
	HSCN
	[FeSCN]2+
	Inicio
	10 x 10-6
	4 x 10-6
	0
	Reagindo
	-x
	-x
	x
	Equilíbrio
	10 x 10-6 -x
	4 x 10-6 -x
	6,358 x 10 -7
	
	9,3642 x 10-6
	3,3642 x 10-6
	
	Sistema 3
	Fe 3+
	HSCN
	[FeSCN]2+
	Inicio
	10 x 10-6
	6 x 10-6
	0
	Reagindo
	-x
	-x
	x
	Equilíbrio
	10 x 10-6 -x
	6 x 10-6 -x
	8,589 x 10 -7
	
	9,1411 x 10-6
	5,1411 x 10-6
	
	Sistema 4
	Fe 3+
	HSCN
	[FeSCN]2+
	Inicio
	10 x 10-6
	8 x 10-6
	0
	Reagindo
	-x
	-x
	x
	Equilíbrio
	10 x 10-6 -x
	8 x 10-6 -x
	1,084 x 10 -6
	
	8,916 x 10-6
	6,916 x 10-6
	
	Sistema 5
	Fe 3+
	HSCN
	[FeSCN]2+
	Inicio
	10 x 10-6
	10 x 10-6
	0
	Reagindo
	-x
	-x
	x
	Equilíbrio
	10 x 10-6 -x
	10 x 10-6 -x
	1,326 x 10-6
	
	8,674 x 10-6
	8,674 x 10-6
	
Tabela 7: concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio
	SISTEMA
	Fe(NO3)3
	HSCN
	FeSCN2+
	1
	9,7184 x 10-6
	1,7184 x 10-6
	2, 816 x 10 -7
	2
	9,3642 x 10-6
	3,3642 x 10-6
	6, 358 x 10 -7
	3
	9,1411 x 10-6
	5,1411 x 10-6
	8, 589 x 10 -7
	4
	8,916 x 10-6
	6,916 x 10-6
	1, 084 x 10 -6
	5
	8,674 x 10-6
	8,674 x 10-6
	1, 326 x 10-6
Usaremos a equação abaixo para calcular a Constante de equilíbrio:
The handling, including the lack of stirring, could play some minor roles.K c c = = [ FeSCN [FeSCN 2+ 2 + ][ H ] [H+]
[ Fe [Fe 3+ 3 + ][ HSCN ] ] [HSCN]
Tabela 8 : Constante de equilíbrio
	SISTEMA
	Keq
	1
	6,54 x 103
	2
	10,09 x 103
	3
	9,19 x 103
	4
	8,79 x 103
	5
	8,81 x 103
Média Keq = 8,68 x 10 3
Parte D
Parte D.1
Observou-se que a coloração da solução de K2Cr2O7 é alaranjada, e a da solução de K2CrO4  é amarelada. Os íons responsáveis por essa solução são, respectivamente, o íon dicromato (Cr2O72-) e o íon cromato (CrO42-). Adicionou-se à solução de K2Cr2O7, usando um conta-gotas, solução de NaOH, 10 gotas até mudança de cor. A solução tornou-se amarelada.Adicionou-se à solução de K2CrO4 solução de HCl, 14 gotas até mudança de cor. A solução tornou-se alaranjada. 
Nos dois tubos, houve deslocamento do equilíbrio. No segundo tubo, houve acréscimo de H+, deslocando o equilíbrio para o lado que mais consome o H+, que é a reação inversa; produziu-se, assim, mais Cr2O72-, que possui coloração alaranjada. Segue-se a equação:
 Cr2O72-(aq) + HCl(l)       2CrO42-(aq) + 2H+(aq)
  amarelado                            alaranjado
Parte D.2
A conversão de dióxido de azoto em tetróxido de diazoto, já que envolve uma espécie corada (NO2) e uma incolor (N2O4), o que permite a visualização direta da variação da composição da mistura reaccional, e apresenta uma variação de composição muito significativa a temperaturas próximas da ambiente, o que também permite observar variações da composição da mistura reaccional sem alterações demasiado drásticas das condições experimentais:
O processo de equilíbrio acima referido pode ser visualizado como uma reacção em que a dimerização do dióxido de azoto (molécula paramagnética, com um electrão desemparelhado, formalmente associado ao azoto) ocorre por formação de uma ligação simples entre os átomos de azoto, segundo o esquema:
Traduzido pela equação química: 2 NO2 (g) N2O4 (g), para a qual se tem a constante de equilíbrio definida por Este processo ocorre no sentido direto com a formação de uma ligação e com a concomitante estabilização eletrônica e libertação de energia– sentido exoenergético. O sentido inverso envolve a quebra de uma ligação, para o que é necessário fornecer energia - sentido endoenergético. Depois de essa previsão feita é colocada uma ampola num banho de água gelada, mantendo outra à temperatura ambiente. Em poucos segundos já se podem notar alterações significativas na coloração do conteúdo das ampolas, confirmando a previsão de que por arrefecimento se forma mais tetróxido de diazoto (incolor) às custas do gasto de dióxido de azoto (castanho) . 
CONCLUSÃO
A complexação de íons Fe (III) por íons SCN- pode ser estudada por técnica visual de comparação de cores com o cuidado de acidificar as soluções de ferro III e empregar como eletrólito um ânion não complexante a este íon. Assim como sua constante de equilíbrio pode ser calculada usando apenas a concentração do padrão conhecida e as alturas dos respectivos experimentos, feitas por comparação visual das cores entre si.
O Princípio de Le Chatelier foi observado e comprovamos assim o deslocamento que o aumento de determinada espécie química causa em um equilíbrio no sentido de consumir a espécie em excesso. Concluiu-se também que a constante de equilíbrio sofre variações de acordo com o deslocamento do equilíbrio, estando intimamente ligada aos fatores que interferem no equilíbrio químico, por variação da temperatura do meio reacional. Revela- se igualmente útil a associação das noções básicas de energética da ligação química (quebra e formação de ligações covalentes).
BIBLIOGRAFIA
· Masterton, William L.,– Princípios de Química –Volume 1– 6ª Edição - Editora Guanabara - Rio de Janeiro, 1927.
· Kotz John C. e Paul M. Treichel, Jr – Química Geral 1 e Reações química – Volume 1 – 4ª Edição – Editora Thomson – Rio de janeiro – 1992.
· Giesbrecht, E. (Coord.), Felicíssimo, A. M. P. et. al. Experiências de química, técnicas e conceitos básicos: PEQ, Ed. Moderna, São Paulo, 1979.
· Isuyama, R. (Coord.), Agostinho, S. M. L. et al. Experiências sobre equilíbrio químico. Ed. Única, São Paulo, 1985.
· ATKINS, P. W; PAULA, Julio de. Físico-química. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC Ed, c2004. v.1.
· BUENO, Willie A. Quimica geral. Sao Paulo: McGraw-Hill, 1978. 
· Artigo cientifico: Luiz Fernando de Souza (PG)*, Anna Maria P. Felicíssimo (PQ) e Silvia Maria Leite Agostinho (PQ). Efeito do íon cloreto no cálculo da constante de equilíbrio de complexação do íon ferro (III) por tiocianato –São Paulo – 2003.
· Sabadini, Edvaldo; Bianchi, José Carlos de Azambuja. Ensino do conceito de equilíbrio químico: uma breve reflexão. Química Nova na Escola, n. 25, p. 10-13, 2007. 
· Manual de Laboratório– Química Geral Experimental 2 – UFC – Fortaleza – 2009.
Prática: 05- Energia de ativação de uma reação química
Objetivos
· Determinar a energia de ativação de uma reação química
Introdução
A ocorrência de uma reação química está obrigatoriamente relacionada com o contato entre as moléculas reagentes e a uma energia mínima necessária. Esta energia mínima para a ocorrência da reação é chamada de energia de ativação. A formação dos produtos a partir dos reagentes é um processo gradual em que as ligações dos reagentes são quebradas em paralelo com a formação das ligações dos produtos. Este estado intermediário em que algumas ligações estão semi-quebradas e outras semi-formadas é conhecido como complexo ativado. Outra exigência para a formação do complexo ativado é que as moléculas reagentes colidam com orientação favorável à formação do mesmo. Colisões com energia e orientação adequadas à formação do complexo ativado são chamadas de colisões efetivas. Estes são os princípios básicos da Teoria da Colisão.
A energia de ativação da reação corresponde à energia necessária para que a reação se efetive menos a energia dos reagentes. Quanto mais baixa for a energia de ativação de uma reação, mais elevada será a velocidade da mesma.
Uma reação é chamada de exotérmica quando fornece para o meio uma energia mais alta que a necessária para se atingir o complexo ativado.
	
Quando uma reação é endotérmica, ela fornece para o meio uma energia mais baixa que a necessária para se atingir o complexo ativado.
	
Catalisadores são substâncias que diminuem a energia de ativação para uma dada reação, sem alterar o  DH da da mesma. Os catalisadores não se alteram durante as reações. Naautocatálise, um dos produtos da reação atua como catalisador, no início a reação é lenta mas com a formação deste a velocidade vai aumentando gradativamente.
	
Na catálise homogênea, catalisador e reagentes se encontram na mesma fase. Na catálise heterogênea, catalisador e reagentes se encontram em fases diferentes. As enzimas são catalisadores que atuam em reações biológicas e geralmente são bastante específicas e apresentam temperatura ótima de atuação por volta de 37ºC.
Procedimento Experimental
1. Dependência da velocidade de reação com a temperatura
Pipetou-se 10 mL de KI para um erlenmeyer de 250 mL ( nomeado como 1) onde a reação será realizada. Acrescentou-se ao mesmo frasco 10 mL de Na2S2O3 0,005 M e a 4 gotas de solução de amido.
Em outro erlenmeyer adicionou-se 10 mL de (NH4)2S2O8 em um elenmeyer de 125 mL ( nomeado de 2).
Transferiu-se a solução do erlenmeyer de 125 mL para o de 250 mL, iniciou a contagem do tempo no instante e mantendo a agitação constante. Verificou-se o tempo decorrido até o aparecimento da coloração azul.
Verificou-se a temperatura das soluções.
Repetiu-se o procedimento anterior com as mesma quantidade de reagentes, sob temperaturas mais elevadas.
Colocou-se o erlenmeyer em um banho de água quente por 5 minutos. Verificaram-se as temperaturas das soluções.
 Misturou-se as duas soluções, retornou-se ao erlenmeyer ao banho de água quente e esperou a mudança de cor. 
Repetiu-se o procedimento,anotando o tempo da reação.
Realizou-se o mesmo procedimento, agora utilizando água fria. 
Resultados e Discussão
Abaixo se encontra a tabela com os dados obtidos na prática, pra que a partir desses dados possamos fazer a determinação de tempo e temperaturas calculamos a velocidade de reação, o valor de K, LnK e 1/T.
	TEMPERATURA (ºC)
	 29º
(temperatura ambiente)
	 48º
(levado em banho de água quente)
	 12º 
(colocado dentro de uma bacia de gelo)
	Tempo(s)
1º determinação
	27s
	7s
	1min 36s
	Tempo (s)
2º determinação
	26s
	10s
	1 min
Foram feita as média dos tempos para determinação da velocidade da reação, foi utilizados as concentrações de I2 e S2O8-2. Obtidos na prática anterior.
 [I2]= 5x10-4 mol/L 
[S2O8-2]= 1x10-3 mol/L
· Determinação da velocidade da temperatura ambiente:
Média do tempo: 27+ 26 :26,5 s
 2 
V= [I2] : 5x10-4 mol/L = 1,88x10-5 mol/L.s
 T 26,5 s
· Determinação da velocidade a partir do banho de água quente:
Média do tempo: 7+10 :8,5 s
 2 
V= [I2] : 5x10-4 mol/ L = 5,88x10-5 mol/L.s
 T 8,5 s
· Determinação da velocidade a partir do banho em gelo
Média do tempo: 120+120 :120s
 2 
V= [I2] : 5x10-4 mol/ L = 6,16x10-6 mol/L.s
 T 78 s
Nota-se que a velocidade da reação sofre interferência de acordo com a variação de temperatura, pois com o aumento da temperatura aumentou a velocidade da reação.
Como na prática anterior foi calculado o valor de m e n, tendo com valor um, ambos.
Agora se calculou o valor K para cada velocidade:
· Determinação de K para temperatura ambiente:
V=K[I2]m[S2O8-2]n
1,88x10-5 mol/s= K(5x10-4 mol/ L)( 1x10-3 mol/ L) 
K=37,6
· Determinação de K a partir do banho de água quente:
· V=K[I2]m[S2O8-2]n
5,88x10-5 mol/s= K(5x10-4 mol/L)( 1x10-3 mol/L) 
K=639,4
· Determinação de K a partir do banho em gelo:
V=K[I2]m[S2O8-2]n
4,16x10-4 mol/s= K(5x10-4 mol/L)( 1x10-3 mol/L) 
K=832
Nota-se que quando maior o velocidade maior será a constante.
Calculou-se também o lnK e 1/T para fazer o gráfico e depois calcular-se a energia de ativação.
· lnK para temperatura ambiente:
· ln 37,6=3.62
· lnK para o banho de água quente:
ln 639,9=6,46
· lnK para o banho em gelo:
ln 832=6.72
Calculo de 1/T a partir das temperaturas:
· 29ºC transformando para kelvin
29+273,15=302,15k
1/302,15 :0.00331
· 48ºC transformando para kelvin
48=273,15=321.15
1/321.15=00031
· 12ºC transformando para kelvin:
12+273,15 = 285.15.
1/285,15=0,0035
A partir desses dados foi construído o gráfico abaixo:
0,0031
0,0032
0,0033
0,0034
0,0035
2
3
4
5
6
7
ln K
1/T
 ln K x 1/T
Logo a partir do gráfico pode-se determinar a energia de ativação através da fórmulas:
(ΔlnK)= Ea ; 3,1 = Ea
(Δ1/T) R 0,00019 8,314
Logo; Ea= 135,6 J
Conclusão
Conclui-se que a variação de temperatura reagente diretamente na variação da velocidade de uma reação. Logo com o aumento da temperatura a velocidade da reação foi quase instantânea. 
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