ESTUDO DE TERMOQUÍMICA: ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Experimento 6:

ESTUDO DE TERMOQUÍMICA: ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

Nome: Clarissa Carvalho Caetano

Matrícula: 190054891

Nome: Geovanna Dalinajara Abreu Smith Borges

Matrícula: 190045965

Turma: T47A

Professora: Josenaide Pereira Do Nascimento

Experimento: 07/04/2021

Entrega do relatório: 14/04/2021

Brasília- DF

2021

RESUMO

Em suma, é possível definir de acordo com os princípios químicos que em um sistema em equilíbrio, uma perturbação, acarreta em um deslocamento do sentido da reação à fim de anula-la, logo, criando um novo equilíbrio. Com base nisso, o experimento realizado buscou mostrar de forma experimental as consequências da adição de um novo reagente a solução de tal forma a alterar a coloração das reações. Além disso, os efeitos da mudança das condições de temperatura atrelado a liberação ou absorção de calor como fatores que alteram o deslocamento do equilíbrio químico, por consequência, a energia livre de Gibbs.

1 INTRODUÇÃO TEÓRICA

Pode-se dizer que o equilíbrio químico dinâmico foi atingido quando em um processo, as reações direta e inversa permanecem ocorrendo, porém, tanto os reagentes quanto os produtos estão sendo consumidos e obtidos na mesma velocidade. Portanto, a composição da reação permanece constante.

Há exemplo, tem-se o processo de Haber, que é a relação entre o gás Nitrogênio e o Hidrogênio para a formação da Amônia: . A princípio, a amônia é produzida rapidamente, mas posteriormente é como se parasse de ser produzida. O que realmente acontece, é o aumento da velocidade da reação inversa, à medida que mais amônia é formada. Entrando assim, em equilíbrio químico. [pic 2]

A lei de ação das massas postulada por Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) foram essenciais para o desenvolvimento de equilíbrio químico. Esta expressa que para toda reação: , a relação entre as concentrações dos reagentes e dos produtos pode ser expressa por: . Há esta relação, chamamos de constante de equilíbrio. [pic 3][pic 4]

Pode-se avaliar os valores de Kc da seguinte forma. Uma constante de equilíbrio com grandes valores demonstra um excesso de produtos, enquanto uma constante de equilíbrio com valores pequenos, infere em um excesso de reagentes. Ainda pode-se afirmar que quando Kc > 1, os produtos predominam e o equilíbrio está na direita e quando Kc < 1, reagentes predominam e o equilíbrio se encontra na esquerda.

Por fim, é importante citar o princípio de Le Chatelier que afirma “se for imposta uma alteração, de concentrações, de temperatura ou de pressão, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeita”.

Em relação à concentração, caso uma substância seja adicionada a um sistema em equilíbrio, o sistema reage para consumir um pouco da substância. Da mesma forma, que se uma substância for removida, o sistema trabalha para produzi-la mais.

Quanto a temperatura, se em um sistema ela aumenta, o sistema reagirá como se um reagente fosse adicionado a uma reação endotérmica ou um produto a uma reação exotérmica e o equilíbrio se deslocará na direção que consome o reagente em excesso, ou seja, calor.

Ou seja, em uma relação endotérmica, caso a temperatura aumente, o equilíbrio se desloca para a direita, enquanto na exotérmica, o aumento da temperatura infere no deslocamento do equilíbrio para a esquerda.  

2 OBJETIVOS

Demonstrar, experimentalmente, princípios fundamentais do equilíbrio químico e do princípio de Le Chatelier em um exemplo simples de uma reação homogênea em solução aquosa.

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3 PARTE EXPERIMENTAL

Primeiramente, o experimento foi subdividido em duas partes, a primeira parte do experimento precisa-se separar cinco tubos de ensaio, numerando-os de 1 a 5, após, deve-se adicionar 5 gotas de solução de sulfato de cobre II 0,2 mol/L, subsequentemente, deve-se diluir no tubo 2 com 2 mL de água destilada, depois, adiciona-se na solução 3 e 4, ácido clorídrico – cerca de 10 gotas, logo após acrescenta-se no tubo 4, água destilada até atingir a coloração do tubo 2, e, por fim, adiciona-se no tubo 5, ácido clorídrico até atingir a cor contida no tubo 1. No segundo experimento, deve-se preparar três tubos de ensaio, numerando-os de 1 a 3, depois, coloca-se 2 mL de solução de sulfato de cobre II 0,2 mol/L, logo após, adiciona-se cloreto de sódio sólido no tubo 2 e 3, agitando-os constantemente até observar a mudança de coloração de tal forma que ambas fiquem idênticas, após, deve-se aquecer o tubo 3 no banho-maria de maneira que sua coloração se altere.

4 RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1 EQUILÍBRIO QUÍMICO COM ÁCIDO CLORÍDRICO  

Na primeira etapa do experimento, foram adicionadas 5 gotas de sulfato de cobre em 5 tubos diferentes e posteriormente, realizados os processos para avaliar o equilíbrio.

No primeiro tubo, em que apenas sulfato de cobre está inserido, percebe-se que este se encontra em equilíbrio químico, com uma coloração azul, característica da substância. Sua reação se dar por:  . Infere-se que esta é a reação inversa e a energia livre de Gibbs é positiva. [pic 5]

Em relação ao segundo tubo, água destilada foi adicionada, percebe-se que a substância adota uma cor azul bebê e um novo equilíbrio foi atingido. A reação adota a seguinte configuração .  [pic 6]

Ao terceiro e quarto tubo foram adicionadas 10 gotas de ácido clorídrico e a reação adotou a configuração: . Nota-se que a coloração dos tubos mudou para amarela. Isto ocorre porque o ácido clorídrico se quebra em  e com essa adição de Cl no reagente, o sistema tende a equilibrar consumindo o excesso e favorecendo a reação direta. Assim, o equilíbrio tende para direita. Pode-se inferir, consequentemente, que a energia livre de Gibbs é negativa.  [pic 7][pic 8]