Relatorio - Aula 1

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Bianca Molina de OliveiraLeandro Leal

Marcos Vinicius Mondech

PRESIDENTE PRUDENTE02/08-2011

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Relatório apresentado a Professora Ana Maria

Pires da disciplina de Química Geral

Experimental II da turma do 1º ano, do curso

noturno de Licenciatura em Química.

UNESP – Faculdade de Ciências e TecnologiaPresidente Prudente – 02/08

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO______________________________________________________________4OBJETIVOS________________________________________________________________5PARTE EXPERIMENTAL_____________________________________________________5RESULTADOS E DISCUSSÃO_________________________________________________8CONCLUSÕES_____________________________________________________________11REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS____________________________________________11

INTRODUÇÃO

Para elucidar equilíbrio químico devemos entender, primeiramente, as reações reversíveis e

como se dá esse processo de reversibilidade.

Pensemos, então, em um sistema composto, inicialmente, pelas substâncias A e B. Estas

interagem entre si para dar origem a outras duas novas substâncias, C e D.

As substâncias C e D são capazes de interagir e voltar à forma de A e B.Neste suposto sistema, temos, então, a coexistência destas quatro substâncias em um ciclo. O

que nos indica que esta reação de formação e seu estado reverso nunca cessam.

Definimos, assim, uma reação reversível.Podemos atribuir para cada fase desta reação velocidades distintas. Afinal, quando temos alta

concentração de substâncias A e B, a velocidade com que ambas se consomem para que haja a

formação das substâncias C e D é superior à qual C e D se processam para retornar à forma de

A e B.

Por outro lado, conforme a concentração de C e D aumenta, a velocidade de retorno à forma

de A e B tende a aumentar, causando, por conseqüência, a diminuição da velocidade de

formação de C e D.

No entanto, essas velocidades não permanecem neste duelo para sempre. Chega um instante

em que as concentrações de reagentes e de produtos tornam-se constantes e, uma vez com

concentrações constantes, teremos velocidades de formação e retorno iguais.

Agora, alcançamos, então, o que vem a ser equilíbrio químico: um sistema, — em que se

processa uma reação reversível e em que coexistam as substâncias A, B, C e D — com

reagentes e produtos em concentrações constantes para que se tenham velocidades, de

formação e sua reversa, iguais, estará em equilíbrio.

Deslocamento do Equilíbrio Químico: Um sistema que esteja em equilíbrio tenderá a

manter-se assim. Então, quando há alguma interferência no equilíbrio do sistema este se

desloca no sentido favorável à neutralização da mesma.

O “Princípio da Fuga Ante a Força” (enunciado por Henri Louis Le Chatelier, em 1884) nos

diz que: “Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio — variação da pressão,

temperatura, concentração — o sistema se desloca no sentido da reação que neutraliza a

ação.”

Na prática em questão, o deslocamento que será observado é proveniente da alteração na

concentração de um dos componentes do sistema.

Pelo Princípio de Le Chatelier, pode-se concluir, a respeito da concentração, que:

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- Se a concentração de um dos reagentes aumenta, o deslocamento no equilíbrio será para o

lado da formação de produtos, ou seja, o reagente em excesso será consumido e transformar-

se-á em outra substância, retornando o sistema, assim, ao equilíbrio inicial.

- Se a concentração que sofre alteração é de um dos produtos, a reação se deslocará no sentido

inverso ao de formação do mesmo, teremos, então, no sistema, o deslocamento do equilíbrio

para o sentido em que se formam os reagentes, até que se estabeleça, novamente, o equilíbrio

inicial.

De forma indireta estamos dizendo, também, que se a concentração de um dos componentes

do sistema diminui o equilíbrio se desloca para suprir a falta do mesmo.

OBJETIVO

Compreensão do conceito de reversibilidade nas reações químicas. Para isso, serão aplicadas

substâncias de coloração característica a fim de que se torne possível a percepção visual do

deslocamento no sentido da reação.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e Métodos

Nesta prática foram utilizados os seguintes materiais:

PARTE I: - Balões volumétricos de 50 e 10 ml para o preparo das soluções de Tiocianato de Potássio – KSCN e Nitrato de Ferro III – Fe(NO3)3;- Béquer com capacidade superior a 50 ml para conter o sistema KSCN + Fe(NO3)3 dissociados em H2O.- 4 tubos de ensaio para dividir a solução do béquer ;- 2 espátulas de inox para manusear os cristais de KSCN e Na2HPO4;

PARTE II: - 3 tubos de ensaio para conter a solução de Dicromato de Potássio – K2Cr2O7;

PARTE III: - 5 tubos de ensaio para conter a solução de Hidróxido de Amônia – NH4OH;Em todas as etapas foram utilizados os seguintes materiais:

- Proveta de 25 e 10 ml, para as medidas das soluções e água destilada;- Pisseta contendo água destilada;- Pipetas Pasteur para gotejamento das soluções: Fe(NO3)3, NH4Cl e Fenolftaleína.

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Descrição dos reagentes aplicados:

Tiocianato de Potássio – KSCN - Nocivo! Substância nociva por ingestão, inalação e em contato com a pele. Quando em contato com ácidos libera gases muito tóxicos.

Dicromato de Potássio – K2Cr2O7 - Tóxico! Pode causar câncer por inalação, nocivo em contato com a pele e tóxico por ingestão e inalação. Requer instruções especiais antes do uso.

Cloreto de Amônia – NH4Cl - Por inalação causa irritação ao aparelho respiratório, quando ingerido é moderadamente tóxico devido à solubilidade. Grandes doses podem causar severos problemas, náusea e vômito. O contato prolongado ou repetido com a pele pode causar possível irritação.

Hidróxido de Sódio – NaOH - Corrosivo! Substância corrosiva. Provoca queimaduras. Cuidados: utilizar equipamento de proteção adequado, principalmente que proteja os olhos.

Nitrato de Potássio – KNO3 - Nocivo! Comburente! A inalação causa irritação das vias respiratórias. Irritação se em contato com a pele e mucosas. Grave irritação se em contato com os olhos.

Hidróxido de Amônia – NH4OH - Corrosivo! Provoca queimaduras. Muito tóxico para os organismos aquáticos. Risco de projeção quando da abertura da tampa em temperatura ambiente. Evitar a liberação para o meio ambiente.

Fenolftaleína – C20H14O4 - Nocivo! Não ingerir! Possíveis riscos de efeitos danosos. Evitar contato com os olhos.

Ácido Clorídrico – HCl - Corrosivo! Corrosivo à pele e pode causar severas queimaduras se não for removido com lavagem, contato repetido pode levar ao desenvolvimento de dermatite. Causa irritação severa aos olhos e pálpebras e se não for removido rapidamente por meio de lavagem pode causar dano permanente ou perda total da visão.

Dicromatos – Cr2O7-2 - Cancerígeno! Explosivo! Causa irritação nos olhos, pele e vias

respiratórias. Se ingerido causa hepatite.

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Procedimento Experimental

Parte I

Parte II

Agitar e observar

Cristais de Na2HPO4

3 gotas de Fe(NO3)3 0,2 M

Pequenos cristais de KSCN

50 mL KSCN 0,002 M10 mL Fé(NO3)3.9H2O 0,2 M acidificado (40 mL de HNO3 concentrado por litro)

25 mL KSCN 0,002 M 25 mL H2O

3 ou 4 gotas de Fe(NO3)3

Tubo de ensaio II Tubo de ensaio III Tubo de ensaio IV

Referência

Agitar e observar Agitar e observar

3 mL HCl 0,1 M

Tubo de ensaio I10 mL K2Cr2O7 0,01 M

Tubo de ensaio II10 mL K2Cr2O7 0,01 M

Tubo de ensaio III10 mL K2Cr2O7 0,01 M

3 mL NaOH 0,1 M

Agitar e observar Agitar e observar

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Parte III

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Parte I

A princípio foi-se preparada a solução de KSCN da seguinte maneira:

M= n/ V 0,002 mol/L . 0,05 L= nKSCN nKSCN = 0,0001 mol

n= m/ MM 0,0001 mol . 97,1 g/ mol= mKSCN mKSCN = 0,00971 g

obs: se realmente fosse necessário fazer 50 ml dessa solução a 0,002 mol/L, como vimos pelo cálculo, a massa de KSCN necessária seria muito pequena e ficaria difícil obter essa massa mesmo que utilizando a balança analítica. Uma resolução, então, seria trabalhar inicialmente com uma solução 1M e obter 0,002M pelo método das dissoluções. M1.V1= M2.V2

Já a solução de Fe(NO3)3 a 0,2 M preparou-se da seguinte maneira:

-Acerto do volume de ácido para 10ml de solução:1000 mlsolução 40ml HNO3 conc. X= 0,4ml HNO3 em 10ml de solução Fe(NO3)3.9H2O 10 mlsolução X ml HNO3 conc.

-Cálculo da massa de Nitrato de Ferro III hidratado:

Tubo I1 gota NH4OH 3 M 10 mL de H2O

Tubo III3 gotas NH4OH 3 M10 mL de H2O

Tubo V10 gotas NH4OH 3 M10 mL de H2O

Tubo IV4 gotas NH4OH 3 M10 mL de H2O

Tubo II2 gotas NH4OH 3 M10 mL de H2O

Gotejar solução de NH4Cl 2 M até descoloração da solução

Agitar e observar

Repetiu-se o procedimento com os demais tubos.

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M= n/ V 0,2 mol/L . 0,0096 L= nFe(NO3)3 n Fe(NO3)3= 0,00192 mol

N= m/ MM 0,00192 mol . 404 g/mol= m Fe(NO3)3 m Fe(NO3)3= 0,77568g

Observando os procedimentos experimentais, fez-se possível a coleta dos seguintes resultados:

PARTE I:Íons presentes nesta etapa

K+ Potássio

Fe+3 Ferro III – férrico

Na+ Sódio

SCN- Tiocianato

NO3- Nitrato

HPO4-2 Hidrogeno Fosfato Dissódico

Resultados observados com as reações

KSCN + Fe(NO3)3 Fe(SCN)3 + KNO3

Béquer: A solução adquiriu a coloração alaranjado característica do Tiocianato de

Ferro III. Não houve formação de precipitado devido à solubilidade deste sal e da segunda

substância formada, KNO3.

[KSCN] + Fe(NO3)3 Fe(SCN)3 + KNO3

Tubo 2: Devido ao fornecimento de KSCN – um dos reagentes iniciais – o equilíbrio da reação deslocou-se no sentido da formação

de produtos. A coloração obtida foi um vermelho escuro indicando que havia maior

concentração de Fe(SCN)3

KSCN + [Fe(NO3)3] Fe(SCN)3 + KNO3

Tubo 3: Foi fornecido para a solução Nitrato de Ferro III – um reagente inicial. Ainda

desta vez o equilíbrio deslocou-se favorável à formação de produtos. O resultado obtido foi a intensificação da coloração inicial, afinal, os íons Fe+3 inseridos estavam disponíveis

para uma reação com SCN-.

Fe(SCN)3 + KNO3 + Na2HPO4 FePO4 + NaSCN + K+ + NO3

- + H+

Tubo 4: Com a adição de Hidrogenofosfato Dissódico a coloração alaranjado deixou gradativamente de ser predominante até

desaparecer por completo. A solução adquiriu uma coloração opaca esbranquiçada

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e após algum tempo houve o aparecimento de um corpo de fundo branco.

PARTE II:

Íons presentes nesta etapa

K+ Potássio

H+ Hidrogênio

Na+ Sódio

Cr2O7-2 Dicromato

Cl- Cloreto

OH- Hidroxila


K2Cr2O7 + HCl K+ + Cr2O7-2 + H+ + Cl-

Tubo 2: A acidificação da solução não fez com que esta alterasse sua coloração

amarela. Cor, esta, característica do íon Dicromato.

K2Cr2O7 +NaOH K++CrO4-2 +OH- +Na+

Tubo 3: a solução deixou de ter a coloração amarela e assumiu a coloração verde claro,

característica do íon Cromato.

PARTE III: Íons presentes nesta etapa

NH4+ Amônio

Cl- Cloreto

OH- Hidroxila


NH4OH NH4+ + OH- roxo avermelhado

adição de NH4Cl: [NH4+] + OH- NH4OH incolor

Tubo 1: até a completa descoloração foram gotejadas 16 gotas de Cloreto de Amônia.




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CONCLUSÕES

O princípio de Le Chatelier (ou Princípio da Fuga Ante a Força) é aplicável e realmente faz

sentido quanto, como foi o caso deste experimento, à alteração na concentração de uma das

substâncias componentes de um sistema em equilíbrio.

Em um sistema em equilíbrio, fatores como a concentração e temperatura, podem alterar o

equilíbrio e causar mudanças visíveis. Quando, em um equilíbrio, a concentração de algum

dos reagentes ou produtos aumenta, devido a fatores como: acréscimo ou decréscimo direto

de algum componente da reação ou mudanças de pH; acarretarão conseqüências que

deslocarão o equilíbrio de forma a minimizar os efeitos de tal alteração.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Livros

MORITA, Tokio e ASSUMPÇÃO, Rosely Maria Viegas Química – Manual de soluções,

reagentes e solventes. 2º ed. São Paulo: Ed. Blucher ltda, 1972.

EYRING, Henry Química – Uma Ciência Experimental, Vol. 2. 2º ed. São Paulo: Ed. Edart ltda 1971.

MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química – Um Curso Universitário, 4º ed. São Paulo: Ed. Edgard Blucher ltda, 2002.

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Documents

Relatorio - Aula 1