Química Experimental 1 - Relatório 4

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Perturbação do Equilíbrio
	Experimento 4
	Krissia Vitória do Nascimento Morais 
	
	Departamento de Química Fundamental
Universidade Federal de Pernambuco
	
	Data da prática: 09/07/2021; Data de entrega do relatório: 16/07/2021
	
	Resumo:
O trabalho consiste na realização de experimentos para investigar a veracidade dos fenômenos de solubilidade e equilíbrio químico, assim como também testar o princípio de Le Chatelier. Para o primeiro, 3 componentes, de interações intermoleculares diferentes, foram inseridos em dois solventes: a água, polar, e o tolueno, apolar. Identificou-se que dois deles se dissolvem na água, enquanto só um no tolueno. Também avaliou-se o equilíbrio da reação levando em conta a concentração das substâncias. Foi observado que a reação tende a se deslocar, formando outras substâncias, para amenizar a perturbação. O resultado foi obtido com a alteração da temperatura.
	
Química Geral Experimental 1, Krissia Vitória do Nascimento Morais, Experimento 2 
Introdução
Segundo o químico industrial francês, Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936): “A modificação de algumas condições que podem influir sobre um estado de equilíbrio químico de um sistema, provoca uma reação em um sentido tal que tenda a produzir uma variação de sentido contrário à condição externa modificada.”[1] Sendo assim, em resumo, um sistema em seu estado de equilíbrio, tende a compensar os efeitos de uma perturbação. É com base nesse princípio, denominado princípio de Le Chatelier, que é possível prever a influência da perturbação – que pode ser alterações na temperatura, concentração e pressão - sobre sistemas em situação de equilíbrio.
A princípio, as reações químicas podem ser classificadas em irreversíveis e reversíveis. Sendo a primeira uma reação onde os reagentes são, por completo, transformados em produtos, sem a ocorrência do contrário. No entanto, as reações reversíveis são caracterizadas pelo deslocamento tanto no sentido dos produtos, quanto dos reagentes[2]. O equilíbrio químico é aplicado somente nas reações reversíveis. Dessa forma, a situação de equilíbrio só ocorre quando as reações direta e inversa ocorrem na mesma velocidade[3].
Além disso, as reações também podem ser endotérmicas ou exotérmicas. As endotérmicas absorvem calor, enquanto as exotérmicas liberam. Sendo assim, ao adicionar calor, o equilíbrio será deslocado de forma que o calor seja absorvido. Quando o sistema perde calor, o efeito será contrário. 
Tendo em vista a constância de fenômenos diários que envolvem o equilíbrio químico, é indiscutível o destaque da importância do estudo das reações. Pensando nisso, foram realizados experimentos nos quais foram testados, na prática, os efeitos do princípio de Le Chatelier e do equilíbrio químico, assim como também a solubilidade de algumas substâncias, e o efeito da alteração da temperatura nas mesmas; visando o aprofundamento acerca desses conceitos. 
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Procedimento Experimental
O experimento foi dividido em cinco processos. O primeiro tinha como objetivo mostrar como os sais CrCl3 e COCl2 são solubilizados em dois solventes diferentes: um polar, a água, e outro apolar, o tolueno. Para isso, utilizou-se tubos de ensaio para adicionar as substâncias e verificar o que ocorre. Com o auxílio de uma pipeta graduada, foi adicionado 1 mL de tolueno e 1 mL de água destilada. Notou-se que as substâncias não se misturam e que o tolueno ficou em cima da água. Repetiu-se o procedimento em mais dois tubos de ensaio. Posteriormente, foi acrescentado o CrCl3. O sal se dissolveu somente em água. O mesmo foi feito com o COCl2, em outro tubo, e obteve-se o mesmo resultado que o sal anterior. Por fim, foi adicionado um cristal de iodo no último tubo de ensaio. O iodo apresentou-se solúvel em tolueno.
Visando provar que algumas substâncias são mais solúveis do que outras, a segunda etapa utilizou-se de AgNO3 0,1 M, K2Cr04 0,1 M e Na2C2O4 0,1 M. Primeiramente, 20 gotas de AgNO3 foram adicionadas a um tubo de ensaio, levando em consideração que cada gota tem cerca de 0,05 mL, o que resulta em aproximadamente 1 mL. A essa solução foi adicionado, lentamente, o K2CrO4, de forma que se forme o máximo de precipitado possível e não haja tanto excesso do cromato de potássio. O excesso é notado visualmente pois a solução passa a apresentar coloração amarelada. Com uma pipeta, retirou-se todo o líquido em excesso, deixando somente o precipitado gerado. Posteriormente, foi adicionada água destilada para lavar o precipitado. Esse processo de lavagem foi feito 3 vezes, até que não houvesse mais excesso e a solução aquosa torna-se incolor. Em seguida, em outro tubo de ensaio, adicionou-se 20 gotas de AgNO3, cerca de aproximadamente 1 mL, e a mesma quantidade de Na2C204. Formou-se um precipitado branco. O procedimento de lavagem foi realizado três vezes. Seguidamente, foram adicionadas 4 gotas de oxalato de sódio no precipitado resultante da solução do cromato de potássio e do nitrato de prata, e 3 gotas de cromato de potássio no precipitado branco de oxalato de prata. Só houve mudança no segundo tubo. O sal, antes branco, tornou-se avermelhado.
Na terceira etapa, utilizou-se solução de Pb(NO3)2 0,1 M e KI 0,1 M, para verificar o efeito da temperatura no precipitado que será formado. A princípio, adicionou-se 1 mL de nitrato de chumbo em um tubo de ensaio, e 3 gotas de iodeto de potássio. Formou-se um precipitado de cor amarela. Em seguida, a solução foi posta em banho-maria por, em média, cinco minutos. Observou-se que a coloração desapareceu. Logo após, o tubo foi colocado em banho de gelo, e, novamente, a solução tornou-se amarelada.
Dando continuidade, na quarta parte do experimento utilizou-se da concentração de ácido para observar qual o efeito no equilíbrio. Para a realização, utilizou-se K2CrO4 0,1 M, K2Cr2O7 0,1 M, HCl 1 M e NaOH 1 M. Foi adicionado, em um tubo de ensaio, 1 mL do cromato de potássio e também duas gotas de HCl. A solução, antes amarela, tornou-se laranja. Em seguida, foi inserido 1 mL do dicromato de potássio e 3 gotas de hidróxido de sódio em um tubo de ensaio. Observou-se o que ocorreu. Prontamente, 40 gotas de cloreto de bário foram adicionadas em outro tubo. Em seguida, foi inserido o cromato de potássio, gota a gota, até que não se forme mais precipitado. O mesmo procedimento foi feito utilizando o dicromato de potássio, invés do cromato de potássio. Posteriormente, foi adicionado 5 gotas de HCL na solução do cloreto de bário com o cromato de potássio. Também foi acrescentado NaOH na solução do cloreto de bário com o dicromato de potássio.
Objetivando observar algumas variações para identificar o deslocamento do equilíbrio, a última etapa utilizou-se do CuSO4 0,3 M e HCl concentrado. Em primeiro momento, a solução de sulfato de cobre foi adicionada a um tubo de ensaio. Em seguida, o ácido clorídrico foi inserido na solução. A solução tornou-se esverdeada. Continuamente, foi adicionada água destilada no tubo. Notou-se que a solução voltou ao estado anterior, azulada. Posteriormente, o tubo de ensaio foi posto em banho-maria. A solução novamente ficou esverdeada. Depois, ao ser posto em um balde de gelo, retornou a cor azul.
Resultados e Discussão
Percebe-se que o tolueno forma uma camada acima da água. Isso ocorre porque a água é polar, enquanto o tolueno é apolar. Assim, não é possível a mistura de ambas as substâncias. Quanto à posição da água na parte inferior, ocorre porque o tolueno apresenta densidade menor que a água,cerca de 0,87 g/mL enquanto a água 1 g/mL, ficando assim “em cima” da água. Além disso, observou-se que o iodo foi o único que solubilizou no tolueno. É preciso destacar que essa substância possui dois átomos de mesma eletronegatividade, o que não gera dipolo; sendo assim, uma molécula apolar que se dissolve em substâncias apolares. Já o cloreto de cromo e o cloreto de cobalto, possuem moléculas com o momento dipolar diferente de zero, ou seja, possuem átomos diferentes, gerando eletronegatividade e fazendo deles substâncias polares. Devido a isso, foi possívela solubilização deles em água. Assim, é comprovado que as moléculas têm preferência por se solubilizar em outras substâncias que apresentam o mesmo tipo de interação intermolecular.
Ao adicionar o cromato de potássio ao nitrato de prata, obtém-se a reação:
O precipitado visualizado na solução é o cromato de prata, pois o mesmo apresenta coloração avermelhada. 
A reação do nitrato de prata com oxalato de sódio é dada por:
Nessa solução, o precipitado gerado é o oxalato de prata, de coloração branca. 
Ao adicionar oxalato de sódio na primeira solução, não houve reação entre o oxalato e o precipitado, pois não foi visto nenhuma mudança no sistema. Em contraponto, quando foi adicionado o cromato de potássio à segunda solução, observou-se alteração na coloração do sistema, que tornou-se amarela. Isso se deu graças a presença do cromato de prata, gerado na reação:
Diante disso, observa-se que o precipitado gerado nessa reação, é o mesmo precipitado resultante do nitrato de prata e cromato de potássio, provando assim que se trata de uma reação reversível em equilíbrio dinâmico. 
O fato de não ter ocorrido nenhuma alteração na primeira reação está associado à constante de solubilidade. Quanto mais insolúvel o sal, ou seja, com menor constante, mais o ânion será capaz de deslocar o ânion daquele que tem a constante maior; que é o caso do cromato em relação ao oxalato.
A reação entre nitrato de chumbo e o iodeto de potássio é dada por:
O precipitado gerado nessa reação é o iodeto de chumbo, que possui coloração amarelada. Ao submeter a solução a maiores temperaturas, a coloração desapareceu, e ao ser exposta a temperaturas menores, a solução retorna com a coloração. O que acontece é que, ao aumentar a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido endotérmico, ocasionando a dissolução do iodeto de chumbo. Com a diminuição da temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido exotérmico, formando-se, novamente, cristais do iodeto de chumbo.
Quando adicionou-se o ácido clorídrico no cromato de potássio, a solução, que era amarela, tornou-se alaranjada. O mesmo ocorreu com a solução formada pelo dicromato de potássio com o hidróxido de sódio. A formação do íon cromato é favorecida com a adição da base. Enquanto a adição de ácido favoreceu a formação do íon dicromato. Isso ocorre porque, ao adicionar-se ácido na reação do cromato de potássio, o H+ fica em excesso, o que resulta no deslocamento do equilíbrio para a direita. Em contrapartida, quando a base é adicionada, o íon OH- reage com o H+, deslocando o equilíbrio para a direita. O mesmo ocorre com o dicromato; com adição do ácido, haverá um excesso de H+ e, consequentemente, excesso de água, o que faz com o equilíbrio se desloque para a esquerda. Ao adicionar a base,o excesso de OH- propicia o deslocamento para a direita.
A reação do cloreto de bário com o cromato de potássio é dada por:
Essa solução gerou um precipitado de cor esbranquiçada. Quando o HCl foi adicionado ao sistema, a coloração tornou-se amarelada. Isso se deu devido a tendência da formação do dicromato de potássio. 
Já a reação do cloreto de bário com o dicromato de potássio é dada por:
O resultado foi um precipitado de coloração amarelada, e, ao adicionar o NaOH, mudou para branco. A ocorrência desse fenômeno é devido ao deslocamento do sentido da reação, que favorece a formação do cromato.
A reação do sulfato de cobre, de cor azul, com o ácido clorídrico, resultou num sistema de coloração verde. Entretanto, ao adicionar água, a solução tornou-se azul novamente. Essas mudanças podem ser explicadas pela reação: 
Os íons Cl- ficam em excesso, ao adicionar o HCl, provando o sentido para a formação do CuCl4, que possui coloração esverdeada. Quando a água é inserida, a reação se desloca para o sentido que propicia a formação do Cu(H2O)4, que apresenta coloração cor azul.
Sendo assim, quando a solução é aquecida, o sistema se desloca no sentido da reação endotérmica, formando o CuCl4. E quando é resfriada, favorece a reação exotérmica, gerando o Cu(H20)4.
Conclusão
A familiaridade com os fenômenos de equilíbrio químico e solubilidade é indispensável dentro da química. Tendo em vista que, conhecer as características de um estado de equilíbrio, torna possível influenciar a composição do sistema com base no resultado que se deseja obter. Sendo assim, o experimento faz-se essencial na expansão do conhecimento das reações químicas.
Com os resultados obtidos, foi visto que substâncias polares se solubilizam mais facilmente em substâncias apolares, e o mesmo ocorre com as apolares. Além do mais, notou-se que, ao aumentar a temperatura ou adicionar substâncias em um sistema em equilíbrio, altera-se a solução; todavia, o sistema tenderá a minimizar os impactos causados pela perturbação. Comprovando, por fim, o princípio de Le Chatelier.
Referências
[1] CANZIAN, Renato; MAXIMIANO, Flavio Antonio. Princípio de Le Chatelier o que tem sido apresentado em livros didáticos. Química Nova na Escola, v. 32, n. 2, p. 107-119, 2010.
[2] SCHMAL, Martin. Cinética e reatores. Rio de Janeiro: Synergia, 2009.
[3] FERREIRA, Luiz Henrique; HARTWIG, Dácio H.; ROCHA-FILHO, Romeu C. Algumas experiências simples envolvendo o princípio de Le Chatelier. Química Nova na Escola, v. 5, n. 5, p. 28-31, 1997.
Questões
1. É provável que a frase "um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica" não lhe seja estranha. Mostre como esta frase decorre do Princípio de Le Chatelier.
De acordo com o princípio de Le Chatelier, se um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, ele tende a se deslocalizar de forma a minimizar isso. Sendo assim, ao aumentar a temperatura, o sistema se desloca no sentido endotérmico, absorvendo o calor e diminuindo o efeito da perturbação
2. O que acontecerá se você acrescentar ácido clorídrico concentrado a uma solução saturada de NaCl? Por quê?
O NaCl irá precipitar, pois, ao adicionar HCl, haverá a formação de de íons de Cl-, o que vai favorecer o deslocamento do equilíbrio no sentido de formação do NaCl.
3. Os produtos de solubilidade de carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são 8,7 x10-9 e 4,0x10-11, respectivamente. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de ter o Kps menor.
O kps do íon carbonato é 9,3x10^-5 e o do íon fluoreto é 4,4x10^-5. Como o fluoreto possui kps maior, é mais solúvel em água. Isso ocorre porque, para saber qual soluto é mais solúvel, é preciso saber a solubilidade molar dos íons e fazer a comparação.