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Instituto de Física e Química
EXPERIMENTO 4:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
➢ Professor: DANIEL HENRIQUES SOARES LEAL
➢ dhsleal@unifei.edu.br
➢ J2 (Biomateriais), 2º andar, sala J2203
QUI112 - Experimento 4 - EQUILÍBRIO QUÍMICO 1
QUI112
mailto:dhsleal@unifei.edu.br
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INTRODUÇÃO
− Atividades:
− Atividades pré-laboratório:
1) Quais as características de um sistema químico em equilíbrio?
2) Como um equilíbrio químico pode ser perturbado?
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INTRODUÇÃO
− Equilíbrio químico:
− Toda reação química tende a alcançar um estado de equilíbrio → nem sempre isso será
evidente;
− Propriedades de sistemas em equilíbrio → muito importantes;
− A rigor → não existem reações que consumam 100% dos reagentes (mesmo que digamos
que uma reação química foi "completada“);
− Todo sistema químico em reação alcança um estado de equilíbrio → pequenas quantidades
de reagentes ainda estão sendo consumidos até ser quase impossível medir.
− Considere a seguinte reação:
CO2 (g) + H2 (g) → CO (g) + H2O (g)
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INTRODUÇÃO
− Equilíbrio químico (cont.):
Variação da concentração em função 
do tempo de reação.
− Suponha:
− Quantidade de CO2 e H2 contida em um
recipiente hermeticamente fechado;
− Disponibilidade de instrumentos para
acompanhar o desenvolvimento da
reação.
− Após o início da reação (gráfico):
− Concentrações de CO2 e H2 (reagentes)
diminuem;
− Concentrações de CO e H2O (produtos)
aumentam;
− Todas as concentrações aumentam e
diminuem na mesma proporção;
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INTRODUÇÃO
− Equilíbrio químico (cont.):
− Variações das concentrações menos acentuadas do início da reação (t0) até o instante t3 →
equilíbrio atingido;
− Velocidades de troca menores com o passar do tempo.
− Tempo t0: somente reação direta → sentido da formação dos produtos;
− Após certo tempo: significativa quantidade de produto já formada → início da reação no
sentido contrário (reação inversa).
− Reação direta → velocidade diminui com o tempo:
− decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos);
− Reação inversa → velocidade aumenta ao mesmo tempo → aumento da concentração dos
produtos.
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INTRODUÇÃO
− Equilíbrio químico (cont.):
− Finalmente → t3 → velocidade da reação direta se iguala à da reação inversa.
− Não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos → ambos formados e
consumidos em velocidades iguais.
− Representação desse equilíbrio pela equação a seguir:
CO2 (g) + H2 (g)  CO (g) + H2O (g)
− Considerações importantes:
− Reações direta e inversa estão ocorrendo simultaneamente;
− A reação reversível nunca cessa;
− O equilíbrio é dinâmico;
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INTRODUÇÃO
− Equilíbrio químico (final):
− Considerações importantes:
− Microscopicamente→ fenômenos químicos continuam ocorrendo;
− Efeitos da reação direta e da reação inversa se contrabalançam;
− Velocidade no sentido direto igual à do sentido inverso;
− “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no
sentido de contrabalancear esta ação”.
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INTRODUÇÃO
− Objetivos:
− Ao final do experimento, os alunos deverão ser capazes de:
a) Observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a partir de fatores como:
I. variação da temperatura;
II. pressão;
III. concentração dos reagentes.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Materiais:
− Béqueres de 100 mL (2) e de 250 mL (2);
− Banho-maria;
− Tubos de ensaio (12 de mesmo diâmetro);
− Rolha para tubo de ensaio (2) e para Kitassato;
− Espátula;
− Kitassato de 250 mL;
− Pinça de madeira;
− Estante para tubos de ensaio;
− Pipetas graduadas de 10 mL (1) e de 2 mL (2);
− Pipeta de Pasteur;
− Banho de gelo;
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PARTE EXPERIMENTAL
− Reagentes:
− HNO3 concentrado;
− Cobre metálico (fita ou fio);
− Soluções aquosas de:
− K2CrO4 a 0,1 mol/L;
− K2Cr2O7 a 0,1 mol/L;
− NaOH a 0,1 mol/L;
− HCl a 0,1 mol/L;
− Ba(NO3)2 a 0,5 mol/L;
− CuSO4 a 0,2 mol/L;
− NaCl;
− HCl concentrado.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Efeito da temperatura no equilíbrio:
− Procedimento A: equilíbrio entre NO2 e N2O4
1) Em um Kitassato de 250 mL, adicione aproximadamente 1,5 g de cobre metálico. Em
seguida, transfira 10 mL de HNO3 concentrado e coloque uma rolha de borracha no
topo do Kitassato.
2) Recolha o gás formado em um tubo de ensaio pela saída lateral do Kitassato (coloque
um extensor na saída de modo que o gás entre no fundo do tubo de ensaio).
3) Espere até que o tubo atinja a temperatura ambiente e mergulhe-o no béquer contendo
água gelada. Espere algum tempo e observe.
4) Retire o tubo de água gelada e mergulhe na água fervendo. Observe.
Procedimento A.mp4
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PARTE EXPERIMENTAL
− Efeito da temperatura no equilíbrio:
− Procedimento B: equilíbrio entre [Cu(H2O)4]
2+ e CuCl4
2-
1) Prepare três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, numa estante.
2) Coloque 2 mL de solução de sulfato de cobre (II) a 0,2 mol/L nos tubos. A solução do
tubo 1 servirá como padrão de comparação.
3) Adicione uma “ponta de espátula” de cloreto de sódio (NaCl) sólido aos tubos 2 e 3.
Agite até observar uma mudança pronunciada da cor da solução. A cor das duas
soluções deve ser idêntica.
4) Aqueça a solução do tubo 3 cuidadosamente (sem ferver) em banho-maria e verifique a
mudança de cor em relação ao tubo 2 (mais amarelado ou mais azulado?).
5) Deixe esfriar o tubo 3 e verifique a cor da solução.
Procedimento B.mp4
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PARTE EXPERIMENTAL
− Efeito da concentração no equilíbrio:
− Procedimento C: equilíbrio entre CrO4
2- e Cr2O7
2-
1) No suporte, coloque 3 tubos de ensaio e numere-os de 1 a 3. Nos tubos 1 e 2, coloque
2 mL de solução de K2Cr2O7 e, no tubo 3, coloque 2 mL de solução de K2CrO4.
2) No tubo 1, adicione 40 gotas (cada gota é aproximadamente 0,05 mL) da solução de
NaOH. Compare a cor da solução com a dos outros tubos. Anote a variação observada.
3) Adicione ao mesmo tubo, 40 gotas de HCl. Agite e compare novamente com os outros
tubos (leve em consideração a diluição). Anote esta nova variação.
4) No tubo 3 (tubo de ensaio contendo K2CrO4), adicione 2 gotas de solução de Ba(NO3)2.
Agite e observe se houve formação de precipitado.
5) Repita o procedimento do item 4 no tubo de ensaio 2, contendo K2Cr2O7.
Obs: a solubilidade do BaCrO4 é de 8,5 x 10
-11 mol/L e BaCr2O7 é solúvel.
Procedimento C - parte 1.mp4
Procedimento C - parte 2.mp4
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PARTE EXPERIMENTAL
− Efeito da concentração no equilíbrio:
− Procedimento D: equilíbrio entre [Cu(H2O)4]
2+ e CuCl4
2-
1) Prepare cinco tubos de ensaio, numerados de 1 a 5.
2) Coloque, em cada tubo, 2 mL de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) a 0,2 mol/L.
3) Dilua a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reserve-a para
posterior comparação.
4) Adicione, às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico (HCl) concentrado, gota
a gota, até não observar mais mudanças aparentes (cerca de 10 gotas).
OBSERVAÇÃO: Faça esta etapa na capela.
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PARTE EXPERIMENTAL
− Efeito da concentração no equilíbrio:
− Procedimento D: equilíbrio entre [Cu(H2O)4]
2+ e CuCl4
2-
5) Acrescente, ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da
solução do tubo 2.
6) Ao tubo 5, adicione ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança
perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1 a 2 gotas). OBSERVAÇÃO: Faça esta
etapa na capela.
7) Compare e caracterize as cores das soluções nos cinco tubos.
Procedimento D.mp4
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ENCERRAMENTO
− Execute as atividades pós-laboratório referentes ao experimento 04:
− Atividades pós-laboratório:
1) Escreva as equações químicas em equilíbrio de todos os experimentos realizados na
prática experimental (isto é, equilíbrio entre NO2 e N2O4; CrO4
2- e Cr2O7
2-; e
[Cu(H2O)4]
2+ e CuCl4
2-).
2) Referente à parte A (Procedimento A), explique como o abaixamento da temperatura
perturba o equilíbrio químico entre NO2 e N2O4. Qual das espécies predomina com o
abaixamento da temperatura e por quê?
3) Referente à parte B (Procedimento B), explique o efeito da adição do NaCl no equilíbrio
entre [Cu(H2O)4]
2+ e CuCl4
2-).
4) Referente à parte C (Procedimento C), explique o efeito da adição de Ba(NO3)2 no
equilíbrio entre CrO4
2- e Cr2O7
2-.
5) Referente à parte D (Procedimento D), a reação química em estudo é exotérmica ou
endotérmica? Qual o efeito da temperatura sobre o equilíbrio químico?
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ENCERRAMENTO
− Referências bibliográficas:
− ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente. 5ª ed. Bookman: Porto Alegre, 2012.
− BROWN, T. L.; LEMAY JR, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: A Ciência
Central. 9ª ed., Pearson: São Paulo, 2005.