Relatório Equilíbrio Químico

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INSTITUTO DE QUÍMICA
 UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INOGÂNICA 
 DISCIPLINA QUIA28 – QUÍMICA FUNDAMENTAL II
 PROF. HELOYSA ANDRADE
 RELATÓRIO DA ATIVIDADE PRÁTICA: 
 EQUILÍBRIO QUÍMICO
 Keila Misaelle – T02 P04
 Stephanie Evangelista – T02 P04
 06/09/2018
 Salvador/Ba
 
 RELATÓRIO DA ATIVIDADE PRÁTICA:
 EQUILÍBRIO QUÍMICO
 
 Relatório da aula prática
Apresentado na disciplina
 Química Fundamental I (QUIA28)
 Orientado pela prof Heloysa Martins.
 SÚMARIO
1- Introdução__________________________________________________4
2- Objetivos___________________________________________________7
3- Parte Experimental___________________________________________8
 3.1- Materiais e Reagentes_____________________________________8
 3.2- Métodos__________________________________________8
4- Resultados e Discussão_______________________________________ 11
4.1- Experimento 1 __________________________________________ 11
4.2- Experimento 2___________________________________________12
4.3- Experimento 3___________________________________________13
5- Conclusão__________________________________________________15
6- Referências_________________________________________________16
7- Assinaturas_________________________________________________17
4
1. INTRODUÇÃO 
O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos foi proposto pelos noruegueses Cato Guldberg e Peter W aage em 1864. Eles observaram que a concentração molar dos reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a uma certa relação, característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual eles de nominaram de constante de equilíbrio. Eles propuseram a lei da ação das massas para resumir suas conclusões, cujo enunciado é o seguinte:
“a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes”. Observaram que o fato r importante na determinação da velocidade ou taxa de uma reação química não é apenas a quantidade de reagente, m as sim a quantidade de reagente por unidade de volume.
O equilíbrio químico ocorre quando tanto a reação direta quanto a reação inversa ocorrem 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. 
Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química.
Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes):
A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no qual, reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas. Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e produtos estão em um estado estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão formando produtos, e espécies de produtos estão retornando para os reagentes.
Representando graficamente o equilíbrio de acordo com o tempo e a velocidade, tem-se:
 
No momento em que o equilíbrio é alcançado, encontra-se a constante de equilíbrio, em que é o valor numérico obtido quando se substitui as pressões parciais ou concentrações molares reais no equilíbrio na expressão:
Fatores que influem no equilíbrio:
Às vezes certas circunstâncias indicam que é necessário o conhecimento dos fatores que podem influenciar no equilíbrio de uma reação química. Equilíbrio químico, sendo dinâmico, é passível de responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e se ela não estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio. Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se transformam em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação inversa aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto. Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem novamente. Estas situações são explicadas pelo Princípio de Le Chatelier, que é enunciada da seguinte maneira: “se 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 tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.”
1. Efeito da adição de reagentes:
O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da concentração ou pressão parcial dos reagentes.
2. Efeito da pressão:
Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo. O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão.
3. Efeito da temperatura:
Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria destes equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios são, portanto sempre fornecidas em uma determinada temperatura. O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação química em equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a reação, tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada.
É importante distinguir cuidadosamente solubilidade e constante do produto de solubilidade. A constante do produto de solubilidade (k ps) é a constante de equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada. A solubilidade de uma substância pode variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam.
2. OBJETIVOS
2.1. Objetivo Geral:
O objetivo desse experimento foi caracterizar o equilíbrio das reações, reconhecer fatores que influenciam no equilíbrio químico de acordo como principio de Le Chatelier e demonstrar a reversibilidade das reações químicas. Através da observação do princípio de Le Chatelier a algumas reações químicas reversíveis, envolvendo os íons cromato/ dicromato () e o sistema .
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Materiais e Reagentes: 
	 Materiais
	 Reagentes
	 - Tubo de ensaio
	 - Solução de cromato 
	 - Béquer 
	 - Solução de dicromato 
	 - Conta-gotas
	 - Solução de HCl 
	 - Rolhas para tubo de ensaio
	 - Solução de HCl 
	 
	 - Solução de NaOH 
	 - Solução de NaOH 
	 - Solução de 
 (Tabela 1)
3.2. Métodos:
· Experimento 1: 
- Equilíbrio entre os íons cromato / dicromato: 
Foram colocadas 10 gotas da solução preparada a partir do K2Cr2O7 (dicromato de potássio) em um tubo de ensaio e 10 gotas da solução preparada a partir do sal K2CrO4 (cromato de potássio) em outro tubo. Essas soluções serviram como fontes de íons CrO42- e Cr2O72- e anotou-se a cor de cada solução. Em seguida, acrescentou-se alternadamente, gota a gota, solução de NaOH (0,1 mol.L-1) a cada solução, até que ocorresse uma mudança de cor em um dos tubos e anotou-se as cores das soluções. Novamente acrescentou-se, gota a gota, solução de HCl (1 mol.L-1) aos tubos, até notar uma mudança de cor.
 Essa operação foi repetida e acrescentou-se agora, gota a gota, solução de HCl (0,1 mol.L-1) e anotou-se a mudança de cor observada. Depois, foi acrescentada, gota a gota, solução de NaOH (1 mol.L-1) aos tubos, até notar uma mudança de cor novamente.
· Experimento 2: 
- Equilíbrio entre cromato de bário sólido, BaCrO4 (s), com solução saturada de seus íons:
 
Foram colocadas 10 gotas de solução contendo CrO42- (0,1 mol.L-1) em um tubo de ensaio limpo. Depois foram acrescentadas 2 gotas de solução de NaOH (0,1 mol.L-1) e, em seguida, solução de nitrato de bário (0,1 mol.L-1) , gota a gota, até que foi percebida uma alteração. Anotou-se o resultado e depois acrescentou-se, gota a gota, solução de HCl (1 mol.L-1) até que notou-se uma modificação e as observações foram registradas. O próximo passo foi colocar 10 gotas de solução contendo Cr2O72- (0,1 mol.L-1) em um tubo de ensaio limpo. Depois acrescentou-se 2 gotas de solução de HCl (0,1 mol.L-1) e, em seguida, 10 gotas de solução de nitrato de bário (0,1 mol.L-1) e anotou-se o resultado e depois acrescentou-se, gota a gota, solução de NaOH (1 mol.L-1) até que foi notado uma modificação. Registrou-se as observações e as conclusões a respeito das solubilidades relativas do BaCrO4 e BaCr2O7, a partir das observações feitas.
 
· Experimento 3: 
- Efeito da Temperatura:
 
 Foi colocado em um tubo de ensaio alguns cristais pequenos de nitrato de chumbo(II), depois fechou-se o tubo com uma rolha e aqueceu-o. O processo foi repetido em mais dois tubos, de modo que a tonalidade ficou semelhante ao primeiro. Anotou-se as observações. A reação que se processou foi a decomposição do Pb(NO3)2 segundo a equação: 
 O gás castanho produzido foi o NO2, que dimerizou-se formando o gás N2O4 (incolor), num processo que ocorreu com liberação de calor. 
Portanto, a decomposição do N2O4 formando NO2 é um processo que absorveu calor. 
Quando as velocidades das duas reações se igualam estabelece-se o seguinte equilíbrio, representado pela equação: 
Foi mergulhado um dos tubos num béquer contendo água gelada, outro em água quente e o terceiro conservado à temperatura ambiente. Em seguida foi feita uma análise do que ocorreu com a extensão da reação em função da temperatura.
 4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
· Experimento 1: O princípio de Le Chatelier nos diz que se um sistema em equilíbrio for perturbado externamente, o sistema ajusta-se para minimizar a ação dessa perturbação. A palavra ‘pertubação’ aqui significa uma variação na concentração que afasta o sistema do seu estado de equilíbrio.
As soluções que foram usadas no experimento 1 apresentavam a seguinte coloração: 
Cromato de potássio - K2CrO4 (0,1 mol.L-1): amarelo 
Dicromato de potássio – K2Cr2O7 (0,1 mol.L-1): alaranjado 
Em solução aquosa o íon cromato – CrO42- (amarelo) e o íon dicromato – Cr2O72- (alaranjado) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso: 
No tubo 1 e no tubo 3 continham a solução de dicromato de potássio – K2Cr2O7 (alaranjado), e após adicionadas 10 gotas da base NaOH (0,1 mol.L-1) no tubo 1 a coloração alterou visivelmente de alaranjado para amarelo. Em seguida, ainda no tubo 1, foi adicionado o ácido clorídrico - HCl (1,0 mol.L-1) e foram necessárias 5 gotas para coloração retornar ao alaranjado. Já no tubo 3, após adicionadas 15 gotas de HCl (0,1 mol.L-1) a coloração permaneceu inalterada, porém foram necessárias apenas 7 gotas de NaOH (1,0 mol.L-1) para a coloração alterar de alaranjado para amarelo. De acordo com o princípio de Le Chatelier a solução de dicromato se encontrava em equilíbrio químico, e foi alterada quando foi adicionado o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH-), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42-, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E com a adição do ácido clorídrico - HCl, houve a reversão, deslocando ambas as soluções que possuíam íons CrO42- devido a presença de íons H+ na dissolução do HCl. Portanto, houve o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr2O72- e assim as soluções ficaram de coloração laranja.
Já no tubo 2 e no tubo 4 que continham a solução de Cromato de potássio - K2CrO4 (amarelo), ao ser adicionada as 10 gotas de NaOH (0,1 mol.L-1) a coloração não alterou, permanecendo amarelo. Contudo, com o tubo 2 as 5 gotas de HCl (1,0 mol.L-1) foram suficientes para alterar a coloração amarela para alaranjado.
Segundo o princípio de Le Chatelier, após a adição do HCl (íons H+), o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica (pH) promovendo a formação de Cr2O72-, originando uma solução de coloração laranja e ácida, em outras palavras a concentração de íons provenientes do dicromato (Cr2O72-) prevaleceu, e o equilíbrio se deslocou para direita e a solução adquiriu cor laranja. A seguinte equação descreve a reação formada:
Adicionado hidróxido de sódio houve a reversão, pois o cromato que antes estava laranja devido a presença de H+, quando se adicionou hidróxido de sódio com os íons do OH-, voltou a sua coloração inicial amarela. O experimento realizado está baseado no principio de Le Chatelier que afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação, consequentemente se um sistema químico esta em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente ou produto), a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada e fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais daquela substância. 
Resumindo, tudo isto acontece porque os íons CrO42- e Cr2O72-, quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO42-, que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O72-, que é alaranjado, se transforma em CrO42-. Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O72-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Dizemos que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O72-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO42-, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. 
Experimento 2: Quando adicionamos o Ba(NO3)2 às soluções de K2CrO4 e de K2Cr2O7, percebemos, em ambas, a formação de um precipitado.Porém, na solução amarela de K2CrO4, percebemos a formação de maior quantidade do precipitado do que na solução alaranjada de K2Cr2O7.
Como vimos anteriormente, a adição de HCl à solução amarela de CrO42- favorece a formação de Cr2O72-. Ao adicionarmos o ácido à solução com precipitado, vimos que o precipitado foi desaparecendo aos poucos. Isso aconteceu porque quando íons Ba2+ em solução aquosa entram em contato com íons CrO42-, há a formação de um sólido insolúvel, o cromato de bário (BaCrO4). Ao favorecermos a formação do Cr2O72-, estamos diminuindo a disponibilidade do CrO42- para formar o sólido, e por isso o precipitado vai desaparecendo.
Mesmo assim, percebemos que nem todo sólido dissolve. Isso acontece porque, mesmo na solução com maior quantidade de Cr2O72-, ainda assim há a presença de CrO42-, devido ao equilíbrio químico estabelecido entre essas duas espécies. A prova disso está no fato de que, ao adicionarmos o Ba(NO3)2 à solução de Cr2O72-, ainda assim percebemos a formação do precipitado. Note que, antes de adicionarmos o Ba(NO3)2, adicionamos HCl, de forma a produzir a maior quantidade de Cr2O72- possível. A adição de NaOH, posterior à adição de Ba(NO3)2, favorece a formação de CrO42-, e por isso mais precipitado de BaCrO4 é formado.
· Experimento 3: O princípio de Le Chatelier nos diz que uma variação de qualquer um dos fatores que determinam as condições de equilíbrio em um sistema fará com que este reaja de modo a minimizar ou contrabalancear o efeito da variação. Neste experimento o equilíbrio entre os reagentes e produtos pode ser perturbado variando-se a temperatura. Observa-se que após o aquecimento do nitrato de chumbo (II) (Pb(NO3)2) de ambos os tubos no bico de bunsen, os tubos apresentaram um gás com coloração marrom-avermelhado, característica do dióxido de nitrogênio, devido ao deslocamento da reação no sentido direto, favorecido pelo aumento de temperatura. 
A combinação de moléculas dos gás NO2 (castanho) para formar o N2O4 (incolor) ocorre um equilíbrio entre esses compostos que é imediatamente atingido em um sistema fechado:
Aqui essa reação é exotérmica, portanto pode-se imaginar que o calor é “produto” da reação. Diminuindo a temperatura do sistema, parte do calor é removida. A remoção de calor pode ser contrabalanceada se a reação produzir mais calor por meio da combinação de moléculas de NO2 para formar mais N2O4. Assim, a concentração de NO2 em equilíbrio diminui, a concentração de N2O4 aumenta e o valor de K é maior a temperaturas mais baixas. 
A constante de equilíbrio para essa reação ficaria dessa forma:
Ambos os tubos no experimento, NO2 gasoso (castanho) e N2O4 (incolor) gasosos em equilíbrio. Como Kc para é maior na temperatura mais baixa, o equilíbrio favorece N2O4 em temperaturas mais baixas. Isso pode ser observado claramente no tubo em que o gás no banho de gelo a 10ºC está mais claro porque há apenas leve pressão parcial do gás castanho NO2. A 72ºC (o tubo em que o gás está na água aquecida), o equilíbrio é deslocado em direção a NO2, o que se evidencia pela coloração mais escura. Ou seja, se aumentar a pressão ocorre uma variação da composição para diminuir o número total de moléculas.
 
 5. CONCLUSÃO
.
A partir dos experimentos realizados, foi possível comprovar os efeitos da temperatura, concentração e pressão sobre o equilíbrio químico em variadas reações reversíveis. Pôde-se comprovar também a ocorrência do princípio de Le Chatelier mesmo após o sistema em equilíbrio receber perturbações do meio externo quando, por exemplo, após a adição do HCl o equilíbrio foi deslocado para o sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a formação de Cr2O7 2– originando uma solução de coloração laranja e ácida.
	
6. REFERÊNCIAS
[1] BROW, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.; Química: A Ciência Central, 9ª ed., Pearson Education: São Paulo, 2005.
[2] KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; Weaver, Gabriela C. Química geral e reações químicas. 6 ed. Vol. 1. São Paulo: Cengage Learning, 2009.
[3] ATKINS, P.W; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ed. Porto Alegre; Bookmam, 2006. 
 Salvador, 22 de Novembro de 2018
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 Stephanie Evangelista dos Santos
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 Keyla Misaelle