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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA[pic 1]

CURSO: ENGENHARIA DE ALIMENTOS

DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA I - EXA414

DOCENTE: VANIA RASTELLY SOUZA

DISCENTES: ANA CLARA ARAÚJO E REBECCA BAHIA

RELATÓRIO

ESTUDO DO EQUILÍBRIO – LE CHATELIER

FEIRA DE SANTANA

2019

INTRODUÇÃO

Segundo ATKINS,1999, o princípio de Le Chatelier diz: “Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação nas suas condições, responde de modo a minimizar o efeito da perturbação. ”

Em química as reações estudadas não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, porém todas elas podem alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, assim não sendo mais observadas modificações macroscópicas no sistema. Apesar disso o equilíbrio químico é dinâmico, afinal as reações direta e inversa continuam ocorrendo, com velocidades iguais, porém opostas.

As concentrações das substancias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio, K

aA (aq) + bB(aq) [pic 2]cC (aq) + c=dD (aq)

K = [pic 3]

A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio é independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta posição é alterada pela aplicação de forças externas, que podem ser mudanças de temperatura, de pressão (se houve reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de um reagente ou produto.

Objetivo: Verificar visualmente o deslocamento do equilíbrio químico de algumas reações e o princípio de Le Chatelier.

DISCUSSÕES

PARTE I – EFEITO DO ÍON COMUM

Equilíbrio de ionização da amônia

Conforme o equilíbrio de ionização da amônia em solução amoniacal, por meio da dissolução da amônia em água, ocorreu a ionização da amônia, formando os íons NH4+ e OH-. Ao colocarmos algumas gotas de fenolftaleína, a solução ficou rosada devido a presença dos íons OH-. Quando foi adicionado o sal amoníaco, a solução volta a ficar incolor, isso é por conta da alteração do equilíbrio, devido ao aumento da concentração de íons NH4+, dado pela dissolução do sal, deslocando o equilíbrio no sentido de consumir o excesso de NH4+, denominado de efeito de íon comum e dessa forma diminuiu a concentração de OH-. Deixando assim a solução de ser alcalina e dessa forma ocorrendo o que estabelece o princípio de Le Chatelier,

Reação de ionização da amônia:

[pic 4]

PARTE II –EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO

Reação de ácido acético e agua:

[pic 5]

Reação com a adição do bicarbonato de sódio:

[pic 6]

Ao colocarmos o bicarbonato de sódio, o mesmo reage com o ácido acético gerando dióxido de carbono, agua e acetato de sódio (sal anidro),

A medida que a reação e os reagentes são consumidas, ocorre a formação de gás carbônico, aumentando a pressão do balão e fazendo a bexiga encher.

Há um descolamento do equilíbrio ao adicionar o ino acetato, na forma de acetato de sódio aquoso:

[pic 7]

[pic 8]

O descolamento do equilíbrio reduz a concentração de H3O+,e observou-se o efeito do acetato e a velocidade da reação para a formação do gás carbônico diminui, pois considera-se que a velocidade da reação depende da concentração de H3O+.

Sendo assim a bexiga que encheu mais rápido foi a que tinha a presença apenas do ácido acético e água, tendo também a formação de mais gás carbônico, fazendo a bexiga encher mais, se comparado com a reação que havia acetato de sódio.

PARTE III - EFEITO DA TEMPERATURA

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