Relatório Equílibrio Químico

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ  
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS  
EQUÍLIBRIO QUÍMICO
 
Ilhéus – BA  
 07 de janeiro de 2020
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
RAÍSSA SIMÕES DE ANGELO
LEANE SOARES SOUSA
MATHEUS FERREIRA REIS
 
EQUÍLIBRIO QUÍMICO
Relatório apresentado pelos (as) discentes: 
 Raíssa Simões de Angelo, Leane Soares Sousa, 
Matheus Ferreira Reis à docente
 Miriam Tokumoto, para a disciplina Química Geral II 
CET835, turma P09. 
Ilhéus – BA  
  07 de janeiro de 2020 
Sumário
1.	Resumo	3
2.	Introdução	4
3.	Objetivo	6
4.	Materiais e Reagentes	6
4.1.	Materias:	6
4.2.	Reagentes:	6
5.	Metodologia	7
5.1.	Observação da reversibilidade das reações	7
5.2 Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio	7
5.3 Caracterização do estado de equilíbrio do sistema	8
6.	Resultados e discussões	9
6.1.	Observação da reversibilidade das reações.	9
6.2.	Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio.	10
6.3.	EXPERIMENTO III: Caracterização do estado de equilíbrio do sistema.	11
7.	Conclusão	12
8. Referências	12
1. Resumo
O Principio de Le Chatelier prediz que quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio, a reação tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação reproduzida. E esse experimento realizado pudemos observar de maneira qualitativa esse princípio, a influência da temperatura, concentração e, também, conseguimos analisar de maneira precisa o comportamento de uma reação reversível. 
2. Introdução
 O equilíbrio químico é um evento que ocorre nas reações químicas reversíveis entre reagentes e produtos. Quando a reação favorece o consumo de reagentes e a formação de produtos, é denominada de reação direta, quando a reação favorece o consumo de produtos e formação dos reagentes é chamada de reação inversa. Toda reação possui sua velocidade. No caso das reações reversíveis, a velocidade da reação direta é diferente da velocidade da reação inversa, porém, quando as duas velocidades se igualam, diz-se que a solução entrou em equilíbrio[1].
Equação que representa uma reação que possui equilíbrio químico.
Características do equilíbrio químico
· Velocidade da reação direta e inversa será sempre a mesma;
· Em um gráfico, é identificado quando as curvas se tornam constantes em relação ao eixo y;
· Gases, líquidos, sólidos e aquosos participam do equilíbrio;
· Os cálculos podem ser feitos utilizando a concentração (mol/L), a pressão parcial ou ao número de íons;
· A quantidade de cátions hidrônio e hidróxido possibilita caracterizar os meios como ácidos, básicos ou neutros;
· A hidrólise salina afeta no valor da constante de equilíbrio quando ocorre a dissolução de sal em água;
· Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-se uma solução-tampão;
· O equilíbrio só ocorre se a reação for reversível, a velocidade direta for igual à inversa e ocorrer em ambiente fechado (caso dos gases)[1]. 
Gráfico:
O gráfico de equilíbrio é caracterizado por apresentar sempre as mesmas variáveis: tempo, no eixo X, e concentração em mol/L, no eixo Y. Com curva ascendente pertencente ao produto e curva descendente pertencente ao reagente[1].
Princípio de Le Chatelier:
 Quando é causada algum tipo de perturbação num sistema em equilíbrio, este se deslocará no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando retornar ao estado de equilíbrio. Ou seja, se aumentarmos a concentração dos reagentes de uma reação reversível, o equilíbrio se deslocará no sentido direto, isto é, da formação dos produtos e de consumo dos reagentes. O contrário também é verdadeiro, se aumentarmos a concentração dos produtos, o equilíbrio químico será deslocado no sentido inverso, de consumo dos produtos e formação dos reagentes [2].
3. Objetivo
O objetivo do experimento é o estudo dos deslocamentos do equilíbrio químico em função da temperatura e da concentração dos reagentes e produtos
4. Materiais e Reagentes
4.1. Materias: 
· Almofariz;
· Cadinho;
· Tubos de ensaio
· Pipetas de 1, 2 e 10 mL;
· Pêra;
· Chapa de aquecimento;
· Tela de amianto; 
4.2. Reagentes: 
· CuSO4 . 5H2O;
· H2O;
· CoCl2; 
·  K2Cr2O7 0,1mol/L;
· K2CrO4 0,1mol/L; 
· NaOH 1mol/L; 
· HCl 1mol/L;
· NaCl 1mol/L
· BaCl2; 
5. Metodologia 
5.1. Observação da reversibilidade das reações 
5.2 Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio 
5.3 Caracterização do estado de equilíbrio do sistema 
6. Resultados e discussões
6.1. Observação da reversibilidade das reações.	
	 
		 
Esse experimento que se trata sobre a demonstração de reversibilidade, ao realizar a desidratação do sulfeto de cobre, a sua coloração é alterada e passa de azul para branco. Posteriormente, quando hidratado novamente, a cor muda retorna a azul novamente. Devem, portanto, concluir que a mesma quantidade de energia é absorvida quando ocorre a reversão da reação endotérmica.
6.2. Efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio.
Dois complexos de colbato de cores diferentes existem no equilíbrio, [Co(H2O)6]2+ (rosa) e [CoCl4]2- (azul). Sendo uma reação endotérmica, esse equilíbrio foi perturbado pela mudança de temperatura, com o aumento da temperatura a solução se tornou azul e com resfriamento, a mesma se tornou rosa.
6.3. EXPERIMENTO III: Caracterização do estado de equilíbrio do sistema.
Tubo 1 e 2: Como o hidróxido de sódio é uma base forte, logo, a solução, sofre dissociação e produz muitos aníons OH⁻ e cátions Na⁺ no meio que foi adicionado:
A dissociação do NaOH fornece ao equilíbrio (CrO4-2/ Cr2O7-2) o íon OH⁻, o qual tem grande afinidade com os íons H⁺ presentes no equilíbrio:
Quando os íons OH- e H+ interagem, ocorre a formação da substância água:
Houve assim, o deslocamento do equilíbrio para esquerda, já que os íons H+ são consumidos pelos ânions OH-, ocorrendo a prevalência da coloração amarela. 
Tubo 3 e 4: Já para ambos os tubos, houve uma ionização de um ácido forte, o ácido clorídrico, logo, sofreu uma ionização e produziu muitos cátions H⁺ e ânions Cl⁻ no meio:
A ionização do ácido fornece ao equilíbrio (CrO4-2/ Cr2O7-2) o íon H⁺:
Portanto, deslocando o equilíbrio para direita e a prevalência da cor alaranjada e também houve um precipitado, devido a solubilidade.
 
Tubo 5 e 6: Ocorre a mesma situação dos experimentos com os tubos realizados anteriormente, entretanto, com um grande detalhe. A princípio, a solução do tubo 5, se tornou laranja devido a ionização do ácido, porém, o hidróxido de sódio, muito mais concentrado, prevaleceu e com um grau de dissociação maior, influenciou na cor final, tornando a solução amarela. O inverso se aplicou para o tubo 6, como o ácido estava mais concentrado, a solução se tornou laranja.	
Tubo 7 e 8: O cloreto de sódio sofre dissociação e produz cátions (Na⁺) e ânions (Cl⁻) no meio ao qual foi adicionado:
A dissociação do ácido fornece ao equilíbrio (CrO4-2/ Cr2O7-2) o íon Cl⁻, no qual interage com H⁺ para a formação do ácido e perturba o equilíbrio para a direita, deixando a solução alaranjada.
Tubo 9 e 10: Ao adicionar o a solução, ambos vão perturbar o equilíbrio para direita, a modo de que a solução fique laranja. Porém, o grande detalhe é que a solução contendo dicromato não houve precipitações. Isso ocorre devido o dicromato de bário formado ser bem mais solúvel do que o cromato de bário, no qual, foi observado uma precipitação.
7. Conclusão
Foi possível analisar de maneira qualitativa com precisão diante os experimentos realizados, o comportamento do equilíbrio químico e os diferentes fatores que a influenciam, como concentração, temperatura e o efeito de reversibilidade. 
8. Referências
- [1] ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química-: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman Editora, 2009.
- [2] Equilíbrio químico - https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/principio-le-chatelier.htm - acessado em 14/01/2020
- [3] CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química.
Porto Alegre: McGraw Hill Bookman,
2013. 11 ed.
Em um almofariz, tricurar 1g de CuSO4.5H2O e tranferir para um cadinho. 
Aquecer o material ate o desaparecimento da cor azul. 
Retirar do aquecimento e deixar resfriar em uma tela de amanto. 
Adicionar um pouco de água e anotar o que ocorreu. 
Identificar 4 tubos de ensaio. 
No 1° tubo adicionar 2mL de solução hidro-alcólica e reservar. 
No 2° tubo, adicionar 10mL hidro-alcólica. 
Adicionar água lentamente até o aparecimento da cor vermelha.
Aquecer o restante da solução do 2° tubo até mudar de cor. 
No 3° tubo, adicionar 2mL da solução do 2° tubo e reservar. 
Adicionar 2mL da solução depois da mudança de cor e reservar. 
Resfriar o restante da solução em banho maria e reservar. 
Comparar as cores e interpretar o deslocamento do equilibrio. 
 Identificar 6 tubos de ensaio e adicionar 2mL de solução de dicromato 0,1mol/L.
Identificar mais 4 tubos e adicionar 2mL de solução de cromato a 0,1mol/L. 
Fazer as reações dos itens a seguir: 
Adicionar 1mL de NaOH 1mol/L na solução de dicromato. 
 Adicionar 1mL de HCl 1mol/L na solução de dicromato.
Adicionar 1mL de NaOH 1mol/L na solução de cromato.
Adicionar 0,5 mL de NaOH 1mol/L, agitar e adicionar 1mL de HCl 1mol/L na solução de dicromato. 
Adicionar 0,5 mL de HCl 1mol/L, agitar e adicionar 1mL de NaOH 1mol/L na solução de cromato. 
Adicionar 1mL de NaCl 1mol/L na solução de dicromato.
Adicionar 5 gotas de BaCl2 1mol/L na solução de dicromato. 
Adicionar 1mL de NaCl 1mol/L na solução de cromato. 
Adicionar 1mL de HCl 1mol/L na solução de cromato.
Adicionar 5 gotas de BaCl2 1mol/L na solução de cromato. 
Observar e anotar o resultado de todos o tubos. 
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