Relatório Qg2_ Equilíbrio Químico (1).docx

UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA - UNEB DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA – DCET LICENCIATURA EM QUÍMICA – 2018.1

LILIANE DA HORA GALVÃO ROBERT AGAPITO CARDOSO SHAIRA CRISTINA PEREIRA FRANCO

EQUILÍBRIO QUÍMICO

SALVADOR/BA 2018

LILIANE DA HORA GALVÃO ROBERT AGAPITO CARDOSO SHAIRA CRISTINA PEREIRA FRANCO

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Relatório referente a aula prática de equilíbrio

químico

da

disciplina

Química Geral II, ministrada pelo professor doutor Arnaud Victor dos Santos.

SALVADOR/BA 2018

SUMÁRIO 1. OBJETIVO ........................................................................................................................ 4 2. RESUMO .......................................................................................................................... 4 3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA ........................................................................................ 4 3.1 PRINCÍPIOS DE LE CHATELIER ................................................................................ 6 4. MATERIAIS E REAGENTES ............................................................................................ 6 4.1 MATERIAIS ................................................................................................................. 6 4.2 REAGENTES .............................................................................................................. 7 5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................................ 7 5.1 PROCEDIMENTO A: ................................................................................................... 7 5.2. PROCEDIMENTO B: .................................................................................................. 8 5.3. PROCEDIMENTO C: .................................................................................................. 8 6. OBSERVAÇÕES E DISCUSSÃO ..................................................................................... 8 7. CONCLUSÃO ................................................................................................................. 11 REFERÊNCIAS .................................................................................................................. 12

1. OBJETIVO

Estudar os fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química verificando experimentalmente a influência da concentração e da temperatura nos reagentes e produtos.

2. RESUMO

De acordo com o que vimos em laboratório, é perceptível que quando há uma perturbação em um sistema em equilíbrio (após a inserção ou remoção de fatores que provocam o distúrbio), a reação química será desequilibrada e com isso, tenderá a formar um novo equilíbrio, segundo os princípios de Le Chatelier.

3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos que isso ocorra, todas as reações atingem o estado de equilíbrio, embora em alguns casos isto nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que a reação "foi completada". Mas, rigorosamente falando, não existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível de se medir. Existem maneiras diferentes de se estabelecer um equilíbrio. Considerando a reação: CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H2O(g)

Neste caso, uma maneira de alcançar o equilíbrio é adicionar quantidades iguais, por exemplo 1 mol de CO2 e H2, a um recipiente e então esperar que todas as 4

concentrações atinjam valores constantes. As variações nas concentrações dos reagentes e produtos são vistas na Figura 1a. Uma segunda maneira de alcançar o equilíbrio é adicionar quantidades iguais, ou seja, um mol de cada (de CO e H 2O) ao recipiente; as variações nas concentrações são mostradas na Figura 1b. Neste caso, a reação inicial é a reação inversa da Figura 1a, entretanto, o resultado final é o mesmo. As concentrações finais de equilíbrio na Figura 1b são iguais às em a. A Figura 1c mostra o que ocorre quando o equilíbrio é alcançado pela adição de quantidades de matéria diferentes de H2 e CO2 ao recipiente. Uma quarta variação é mostrada na Figura 1d; neste caso, quantidades de matéria iguais de CO 2 e H2 são adicionadas juntamente com certa quantidade de CO em um recipiente. Um equilíbrio pode ser estabelecido, pelo menos a princípio, a partir de qualquer combinação de reagentes ou produtos em qualquer concentração, desde que todos os reagentes ou todos os produtos estejam presentes na mistura inicial. (Se a condição não for cumprida, a reação não poderá ocorrer em nenhum dos dois sentidos). (RUSSELL, 1994)

(Figura 1. Diferentes condições para o equilíbrio CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g). (a) Um mol de cada, CO2 e H2, é introduzido no recipiente vazio. (b) Um mol de cada, CO e H2O, é adicionado ao recipiente. (c) São introduzidos diferentes números de mols de H 2 e CO2. (d) São colocados números iguais de mols de CO2 e H2 além de certa quantidade CO.) (RUSSELL, 1994)

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3.1 PRINCÍPIOS DE LE CHATELIER

Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. Esse princípio empírico, no entanto, não é mais do que uma regra prática. Ele não dá uma explicação nem permite previsões quantitativas. Entretanto, ele é consistente

com

a

termodinâmica.

Supondo que uma reação de síntese da amônia atingiu o equilíbrio. De acordo com o princípio de Le Chatelier, a reação tenderá a reduzir ao mínimo o efeito do aumento do número de moléculas de hidrogênio através da reação do hidrogênio com o nitrogênio. Como resultado, forma-se mais amônia. Se, em vez de hidrogênio, tivéssemos adicionado amônia, a reação tenderia a formar reagentes devido

à

amônia

adicionada.

Pode-se explicar estas respostas pela termodinâmica, examinando os valores de Q e K. A adição de reagentes faz com que o quociente da reação, Q, fique momentaneamente abaixo de K, porque a concentração dos reagentes aparece no denominador de Q. Quando Q < K, a reação responde com a formação de produtos para restaurar a igualdade entre Q e K. Do mesmo modo, a adição de produtos faz com que o Q fique momentaneamente acima de K, porque os produtos aparecem no numerador. Então, como Q > K, a reação responde com a formação de reagentes às custas dos produtos até que Q e K fiquem iguais novamente. É importante compreender que K é uma constante que não se altera quando mudam as concentrações. Somente o valor de Q se altera e sempre no sentido se aproximar-se de K. (ATKINS, 2007) 4. MATERIAIS E REAGENTES

4.1 MATERIAIS

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Bastão de vidro; Béquer de 400 mL; Bureta de 25 mL; Suporte de ferro; Garras; Tela de amianto; Tubos de ensaio.

4.2 REAGENTES

Ácido clorídrico concentrado P.A.; Solução de nitrato de cobalto II 0,25 mol/L; Gelo; Cloreto de sódio sólido; Nitrato de cobalto II sólido; Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L.

5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 5.1 PROCEDIMENTO A: Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidade descritas na Tabela a seguir. Homogenize utilizando um bastão de vidro.

(Quadro 1. Fonte: Simulada)

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5.2. PROCEDIMENTO B: Utilizando o tubo 3 e divida seu conteúdo em três porções aproximadamente iguais:

5.2.1. Aqueça a 1ª porção num béquer contendo água da torneira. 5.2.2. Resfrie a 2ª porção num béquer contendo água com gelo. 5.2.3. Mantenha a 3ª porção à temperatura ambiente como padrão de comparação. 5.2.4. Aqueça a 2ª porção e resfrie a 1ª porção.

5.3. PROCEDIMENTO C: Pegue o tubo de número 2 e divida a solução em quatro porções aproximadamente iguais:

5.3.1. Adicione cristais de Co(NO3)2 à primeira porção, agitando até dissolver. 5.3.2. Adicione cristais de NaCl à 2ª porção e agite até dissolver. 5.3.3. Adicione gotas de AgNO3 à 3ª porção e agite. 5.3.4. Mantenha a 4ª porção como padrão de comparação

6. OBSERVAÇÕES E DISCUSSÃO

Foi feito o experimento no laboratório e foi possível observar as cores: PROCEDIMENTO A:

TUBO

COR INICIAL

COR FINAL

1

Rosa

Rosa bebê

2

Rosa

Roxo

3

Rosa

Azul marinho

4

Rosa

Azul

(Tabela 1. Cor do reagente inicial e após reação.)

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As cores dispostas nos tubos (1 ao 4) são associações aos distúrbios do equilíbrio da reação química em cada tubo. Salienta-se que no tubo 1 teve o acréscimo de água (5mL) no Co(NO 3)2 (aq), provocando a diminuição da concentração do reagente, e, consecutivamente, ocasionando a modificação da cor rosa para um rosa bebê. No tubo 2 foi acrescentado 2mL de água e 3mL de HCl (aq), concedendo a perturbação da concentração dos reagentes e com isso, provocando o equilíbrio a se reestabelecer em sentido dos produtos, indicando a cor roxa. No tubo 3 colocou-se 1,5mL de água e 3,5mL de HCl(aq), provocando o aumento do distúrbio do equilíbrio nos reagentes, assim, estabelecendo um novo equilíbrio em sentido dos produtos e tendo a cor azul marinho como indicativo. No tubo 4 teve o acréscimo de 5mL de HCl. O ácido ao dissociar, aumenta a concentração dos reagentes, provocando a deslocação do equilíbrio no sentido da formação de novos produtos, tendo como indicativo a cor azul. Percebe-se que houve a diminuição do volume de água no tubo 3 em relação ao tubo 1 e 2 e o aumento do volume de HCl (aq) em relação ao tubo 2. Houve também o aumento do volume de HCl(aq) em relação ao tubo 1, 2 e 3 e diminuição do volume de água.

PROCEDIMENTO B:

Inicialmente, foi colocado o tubo 1 em uma fonte de energia (calor). A coloração que se tinha no início do tubo 1 era roxa, mas após o aquecimento, a sua cor foi modificada para o azul. Ao resfriar em um béquer cheio de gelos o tubo 2, observouse que a espécie que tinha no tubo mudou da cor roxa para a cor rosa.

Tomou-se o tubo 3 como referência, onde o mesmo possível a cor roxa, o sistema existente no tubo 1 ao receber energia em forma de calor sofreu um distúrbio em seu equilíbrio. Conclui-se então que de acordo com o princípio de Le Chatelier, ele vai inclinar-se a buscar um novo equilíbrio. Por ser um sistema endotérmico, quando se fornece a energia, há o acréscimo da quantidade de energia do sistema nos reagentes, logo o equilíbrio se deslocará no sentido da produção de mais produtos e a sua cor muda para azul. Em relação ao tubo 2 que 9

foi resfriado o sistema, ao retirar energia em forma de calor, o sistema sofre o distúrbio no seu equilíbrio. De acordo com o princípio de Le Chatelier, ele vai inclinar-se a buscar outro equilíbrio. Ao retirar energia do sistema, há a diminuição de quantidade de energia do sistema nos reagentes, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido de produzir mais reagente, e tem a cor rosa.

Usando o tubo 3 como referência, com o resfriamento do tubo 1, que passou pelo aquecimento, sendo assim, de cor azul, pôde-se perceber que houve alteração da cor do azul para o rosa. O acontecido é por causa da perturbação do equilíbrio, uma vez que o sistema estava em equilíbrio e ao resfriar, ocorreu a absorção de energia do sistema, e, em consequência, diminuição da energia nos reagentes. Apropriando-se do princípio de Le Chatelier, o sistema terá o equilíbrio reestabelecido no sentido da formação de reagentes, tendo como indicativo a mudança de cor. No tubo 2, que passou por resfriamento e, com isso, tendo a cor rosa, ao acrescentar calor nele, percebe-se que ocorreu a mudança da cor rosa para o azul. Também pode ser explicado por causa da perturbação ao equilíbrio, já que o sistema estava em equilíbrio e ao aquecer, aumentou a energia nos reagentes. E segundo o princípio de Le Chatelier, o sistema terá o equilíbrio reestabelecido no sentido da formação de produtos, tendo a cor rosa como indicativo.

PROCEDIMENTO C:

Foi dividido em 4 tubos a solução do tubo 2 (do procedimento A, com a cor roxa) e o seu último tubo (o tubo 4) usado como o tubo referencial. No tubo 1 teve a adição de cristais de Co(NO3)2. Foi perceptível rapidamente que a intensidade da cor do sistema foi alterada para o aumento. Pode-se explicar de acordo com o princípio de Le Chatelier que ao adicionar os cristais, o mesmo aumentou a concentração de Co2+(aq) do sistema, provocando a perturbação no equilíbrio e provocando consecutivamente que ele reestabeleça o equilíbrio no sentido da produção de mais produtos. No tubo 2 foi inserido cristais de NaCl, onde era perceptível que a intensidade da cor do sistema foi aumentando. De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando há a adição de cristais de NaCl o mesmo ao dissociar no sistema, libera os ânions 10

Cl-(aq), aumentando a concentração do Cl-(aq) existente no sistema. O equilíbrio do sistema é perturbado, provocando ele a se reestabelecer no sentido da formação dos produtos, indicando a cor azul. No tubo 3, ao adicionar os cristais de AgNo3, a cor não foi alterada, então pode-se dizer que de acordo com Le Chatelier, o equilíbrio se reestabeleceu, mas sem ter alteração significativa, nada além de uma pequena quantidade de precipitado branco no tubo.

7. CONCLUSÃO

Após a execução da aula prática de equilíbrio químico, conseguimos entender que o equilíbrio químico ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes. E, quando se há a perturbação de algum sistema em equilíbrio, pode ser explicado que de acordo com o princípio de Le Chatelier que o sistema irá buscar reestabelecer um novo equilíbrio ao ser perturbado.

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REFERÊNCIAS

RUSSELL, John B. Química Geral Vol. 2. 2° ed. São Paulo. Editora Makron Books, 1994;

ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química: Quesitonando a vida moderna. São Paulo. Editora Bookman. Reimpressão 2007. 3° ed.

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