Experimento 9- Equilíbrio químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO
	 Departamento de Ciências Matemáticas e Naturais
Experimento 9:
Equilíbrio Químico – Princípio de Le Chatelier 
Bruna Chieza Madeira
Caroline Meneghetti Galdino
	Centro Universitário Norte do Espírito Santo
Rodovia BR 101 Norte, Km. 60, Bairro Litorâneo, CEP 29932-54 São Mateus – ES Sítio eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br
Resumo
No seguinte experimento, com o intuito de verificar a influência da concentração e da temperatura no deslocamento de um equilíbrio químico e o efeito do íon comum, foram feito vários experimentos em três momentos. No primeiro momento, foram realizadas reações para demonstrar a influencia da concentração dos reagentes: cromato, dicromato, ácido clorídrico, hidróxido de sódio e cloreto de bário no deslocamento do equilíbrio químico, além de verificar o efeito do íon comum e da reversibilidade das reações. No segundo momento, foram realizadas reações a fim de verificar a influencia da temperatura no equilíbrio químico e do efeito do íon comum.
Introdução
A partir do momento em que uma reação química está ocorrendo tanto no seu sentido direto como no sentido inverso com velocidades iguais, caracterizando o estado de equilíbrio, podemos esperar que esse estado de equilíbrio seja vulnerável a alguns fatores como temperatura, concentração e pressão. Se a velocidade de uma das duas reações (reação direta ou inversa) for alterada, o equilíbrio será desbalanceado devido à diferença entre as velocidades das reações direta e inversa. Chama-se esse desbalanceamento do equilíbrio de deslocamento do equilíbrio. 
As concentrações das substâncias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio químico, K.
Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência de permanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa. Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação química são: concentração das substâncias participantes da reação, pressão e temperatura.
O Princípio de Le Chatelier regra essas situações: "quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio."
» Alteração na concentração:
- Se aumentarmos a concentração dos reagentes, o equilíbrio se deslocará para a direita, isto é, no sentido dos produtos.
- Se aumentarmos a concentração dos produtos, o equilíbrio se deslocará para a esquerda, isto é, no sentido dos reagentes.
- Se diminuirmos a concentração dos reagentes, o equilíbrio se deslocará para a esquerda, isto é, no sentido dos reagentes.
- Se diminuirmos a concentração dos produtos, o equilíbrio se deslocará para a direita, isto é, no sentido dos produtos.
»Efeito da Pressão (Apenas para gases):
O aumento da pressão causa diminuição do volume ocupado.
“Em um equilíbrio gasoso, o aumento da pressão causa deslocamento do equilíbrio para o sentido de menor volume e vice-versa.”
»Alteração na Temperatura
Reação endotérmica: absorve calor, são favorecidas a altas temperaturas.
Reação exotérmica: libera calor, são favorecidas a baixas temperaturas.
“Em um equilíbrio químico, altas temperatura deslocam o equilíbrio para o sentido endotérmico. Se diminuir a temperatura o equilíbrio se desloca para o sentido exotérmico.”
» Efeito do Catalisador
O catalisador não desloca equilíbrio, apenas faz com que o equilíbrio seja alcançado mais rápido.
» Efeito do Íon Comum no Deslocamento do Equilíbrio Químico
O efeito do íon comum atua no sentido de deslocar o equilíbrio no sentido da formação da substância que, a princípio, iria se dissociar (ou seja, no sentido que acarreta a diminuição da concentração dos íons dissociados.)
Quando os íons reagem para produzir uma nova substância, diminuindo, assim, suas concentrações - atua no sentido de deslocar o equilíbrio no sentido da formação dos íons (ou seja, no sentido da dissociação da base ou do ácido).
Materiais:
	Tubos de ensaio
	HCl 0,1 mol/L
	Pipetas graduadas de 10 mL
	Cloreto de amônio
	Becker de 250 mL
	Solução de amônia
	Espátula
	Cloreto de cobalto (0,25 mol/L)
	Bastão de vidro
	Nitrato de prata (0,1 mol/L)
	Pipeta Pasteur
	Cloreto de potássio
	Chapa de aquecimento
	Fenolftaleína
	Banho de gelo
	Água destilada
	Becker de 50 mL
	HCl concentrado
 Resultados e Discussões:
PARTE A) 
 Foram adicionados 2,5 mL de Cloreto de Cobalto, 3,5mL de HCl e 1,5mL água destilada.
 Nestes tubos foi estabelecido o seguinte equilíbrio:
Co2+ + 4Cl- CoCl42-
 (rosa) (roxo)
 Onde a coloração do tubo varia de acordo com a concentração dos reagentes e produtos de acordo com o resultado para a constante de equilíbrio:
 Keq= [CoCl42-] (1)
 [Co2+] [Cl-]4
 Depois de tomarmos como padrão a cor intermediária e resfriar e aquecer duas amostras, observamos as seguintes colorações:
Coloração das amostras.
	TUBO
	PADRÃO
	AQUECIDO
	RESFRIADO
	COR FINAL
	Lilás
	Roxo
	Rosa 
 À temperatura ambiente tanto os íons rosa Co2+ quanto os íons roxo CoCl42- estão presentes em quantidades significativas, dando cor lilás à solução. O aquecimento da solução desloca o equilíbrio para a direita, formando mais CoCl42- , de coloração roxa. Já o seu resfriamento desloca o equilíbrio para a esquerda, no sentido do Co2+, de coloração rosa. Quando a temperatura aumenta, é como se tivéssemos adicionado um reagente ou produto. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome o excesso de calor. Caso a reação seja endotérmica, o aumento da temperatura faz o equilíbrio se deslocar no sentido dos produtos, diminuindo a concentração dos reagentes e aumentando a concentração de produtos, aumentando assim o valor de Keq segundo a equação (1). Já o resfriamento de uma reação tem o efeito oposto de aquecê-la. À proporção que abaixamos a temperatura, o equilíbrio desloca-se para o lado que produz calor. Assim, o resfriamento da reação desloca o equilíbrio para a esquerda, diminuindo Keq.
Coloração na presença de KCl e AgNO3
	
	Cl-
	AgNO3
	TUBO
	Padrão
	 Tubo 1
	Tubo 2
	COR
	lilás
	Azulado com precipitado
	Rosa bebê com precipitado branco
 
 O equilíbrio estabelecido inicialmente foi:
Co2+ + 4Cl- CoCl42-
 Keq= [CoCl42-] (2) 
 [Co2+] [Cl-]4
 Com a adição de KCl, a coloração tornou-se azulada, uma vez que somente a concentração do cloreto aumentou.
 Com a adição de AgNO3, os íons Ag+ se combinam com os íons cloreto, formando o sal insolúvel, AgCl, responsável pela diminuição na concentração de Cl- e o deslocamento da reação para a esquerda, a fim de amenizar a perda de Cl-.
 Para o equilíbrio atingido pela adição de KCl, o valor da constante permaneceu inalterada, uma vez que a concentração de todos os elementos envolvidos na equação (2) aumentou proporcionalmente. Já para o AgNO3 a concentração de todos os elementos da equação (2) diminui, permanecendo também inalterada o valor da constante
PARTE B)
A solução de amônia (NH3) em água foi dividida em dois tubos, onde cada um continha 5 mL. Em um dos tubos (tubo 1) adicionou-se cloreto de amônio sólido e no outro (tubo 2) algumas gotas de HCl.
A reação que descreve o equilíbrio que ocorre nessa solução de amônia é:
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
Adicionou-se fenolftaleína à solução em cada um dos tubos para que fosse possível observar mais facilmente as condições do meio (ácido ou básico) e assim poder determinar como estão ocorrendo os deslocamentos.Inicialmente ambas as soluções eram incolores, com a adição da fenolftaleína adquiriram uma coloração num tom de rosa bem intenso.
Tubo 1:
Foi adicionado cloreto de amônio ocorreu um aumento na quantidade de NH4+, conforme se observa na reação de equilíbrio abaixo:
NH4Cl (s) ↔ NH4+ + Cl-
Como a cor foi ficando cada vez mais clara, pode-se afirmar que a adição de cloreto de amônio provocou uma diminuição no pH da solução. Isso ocorre porque, de acordo com o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai se deslocar no sentido de tentar minimizar os efeitos causados pelo aumento da quantidade de NH4+ na solução. Íons hidroxila reagiram juntamente com parte dos íons amônio provindos da dissociação do cloreto de amônio, sendo assim, a concentração de OH- diminuiu, ou seja, o equilíbrio foi deslocado no sentido de formar amônia e água, deixando a solução mais ácida.
Tubo 2:
 Neste tubo foram adicionadas algumas gotas de HCl à solução de amônia inicial, o que provocou um aumento na quantidade de H+, como pode ser percebido na reação abaixo:
HCl ↔ H+ + Cl-
A medida que a quantidade de HCl aumentava, a coloração da solução, foi clareando até ficar novamente incolor, portanto pode-se afirmar que adquiriu um caráter mais ácido.
O equilíbrio foi perturbado quando ácido clorídrico foi adicionado. Toda a hidroxila presente foi consumida pelos íons H+, produzidos da dissociação do ácido, isso ocorreu porque o equilíbrio foi deslocado no sentido de neutralizá-los, porém como a quantidade de OH- não foi suficiente para neutralizar todo o H+.
 PARTE C)
Inicialmente, 5ml de cromato de potássio e 5ml de dicromato de potássio foram colocados em dois tubos diferentes, e depois redistribuídos em quantidades iguais em outros tubos para que pudessem ser utilizadas posteriormente.
 No tubo na qual foi adicionado dicromato de potássio, está estabelecido o seguinte equilíbrio:
Cr2O72- + H2O 2H+ + 2CrO42-
 Ao adicionarmos NaOH aumentou-se a concentração de OH-. Neste caso o equilíbrio é perturbado pela diminuição do produto H+ uma vez que a hidroxila consome o H+ para formar água. Segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio é restabelecido deslocando a reação para a direita, alterando a coloração de laranja (dicromato) para amarelo (cromato). 
 Da mesma forma, adicionou-se ao tubo em que continha o cromato de potássio o NaOH, e não houve mudança na coloração, permaneceu amarelada.
 No tubo na qual foi adicionado cromato de potássio, está estabelecido o seguinte equilíbrio:
2CrO42- + 2H+ H2O + Cr2O72-
 Ao adicionarmos HCl, aumentou-se a concentração do reagente H+. Como neste caso o sistema em equilíbrio foi perturbado por uma variação na concentração de um dos componentes, a reação se deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada segundo o Princípio de Le Châtelier. Devido a este fato a coloração amarela do cromato foi alterada para a coloração laranja do dicromato formado pelo deslocamento de equilíbrio.
 Em seguida, ao tubo que continha dicromato de potássio adicionou-se HCl, e a coloração permaneceu laranja.
 Esse procedimento foi repetido várias vezes adicionando NaOH ou HCl, e a justificativa para os deslocamentos permanece a mesma.
 
PARTE D)
Inicialmente foi adicionado cromato de potássio(amarelo), está estabelecido o seguinte equilíbrio:
 2CrO42- + 2H+ H2O + Cr2O72-
 Ao adicionarmos primeiramente BaCl2 o íon Ba+ se combina com o íon cromato formando o novo equilíbrio:
2BaCrO4 + 2H+ Ba2+ + C2O72- + H2O
 Quando se adiciona cloreto de bário, BaCl2, os íons Ba2+ interagem com o cromato formando cromato de bário, espécie de menor solubilidade. Com isso, a reação favorecida é aquela que produzirá o cromato e consumirá o dicromato, produzindo uma coloração amarelada e com presença de precipitado.
 Posteriormente ao adicionarmos HCl, aumenta-se a concentração de H+ que desloca o equilíbrio para a direita, provocando a formação de dicromato de bário (solúvel), formando assim novamente uma coloração alaranjada.
 No tubo no qual foi adicionado dicromato de potássio, está estabelecido o seguinte equilíbrio:
Cr2O72- + H2O 2H+ + 2CrO42-
 Ao adicionarmos primeiramente BaCl2 o íon Ba+ se combina com o íon cromato formando o novo equilíbrio:
2BaCrO4 + 2H+ Ba2+ + Cr2O72- + H2O
 Quando se adiciona cloreto de bário, BaCl2, os íons Ba2+ interagem com o cromato formando cromato de bário, espécie de menor solubilidade. Com isso, a reação favorecida é aquela que produzirá o cromato e consumirá o dicromato. Entretanto a quantidade adicionada não é suficiente para deslocar totalmente o equilíbrio, sendo este o motivo da permanência da coloração alaranjada com a presença de uma turvação proveniente da formação do sal insolúvel cromato de bário. 
 Posteriormente ao adicionarmos HCl, aumenta-se a concentração de H+ que desloca o equilíbrio para a direita, provocando a formação de dicromato de bário (solúvel), acabando com a turvação e uma leve diminuição na massa de precipitado, uma vez que o deslocamento do equilíbrio não tem o objetivo de acabar com a perturbação mas sim amenizá-lo.
 Quando se adiciona NaOH a solução anterior possibilita a formação de uma solução amarelada com a presença de precipitado. A adição de uma base favorece a produção de cromato e, consequentemente, a formação do precipitado cromato de bário, BaCrO4, uma vez que a presença de íons OH- consomem os íons H+ e conforme o Princípio de Le Châtelier, a reação é deslocada para a esquerda como forma de amenizar o efeito da perturbação.
Conclusão
Através desses experimentos podemos verificar, na prática, a aplicação do Principio de Le Châtelier, no qual rege que se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação externa, o equilíbrio se desloca no sentido contrario da perturbação. Nos experimentos, essas perturbações foram caracterizadas em aumentar/diminuir a concentração de um produto ou reagente, adicionar um íon em comum, aumentar/diminuir a temperatura de um sistema. Na prática, podemos perceber o sentido de deslocamento do equilíbrio químico através das mudanças de cores do sistema.
Bibliografia
BROWN, T.L.; LEMAY, H.E.Jr.;BURSTEN, B.E.; BURDGE, J. R. Química – A ciência central. 9.ed. SP: Pearson Prentice Hall, 2005. 972p.