O DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA - IQ

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA - IQ

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II

Professor: Roberto Salgado Amado

Alunos: Pedro Guimarães Ferreira Lima

             Igor Chrystian Cardoso de Mendonça

AULA 7:

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Rio de Janeiro, 14 de Junho de 2016

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INTRODUÇÃO

Quando uma reação química ocorre espontaneamente, as concentrações dos reagentes e produtos variam enquanto a energia livre do sistema diminui, Eventualmente, a energia livre atinge um mínimo, o sistema caminha para um estado de equilíbrio. A velocidade na qual os reagentes produzem os produtos, aproxima-se da velocidade na qual os produtos formam os reagentes. Quando o equilíbrio é finalmente atingido, ambas as reações estão ocorrendo a velocidades iguais e as concentrações não mais variam. [1] A direção na qual uma reação caminha para o equilíbrio é determinada pela posição do sistema com relação ao mínimo da energia livre. A reação se realiza espontaneamente apenas na direção que dá origem a um decréscimo da energia livre, quando negativo. [2] Frequentemente, é desejável, simplesmente, sermos capazes de prever como algumas perturbações impostas a um sistema pelo ambiente exterior influenciarão a posição do equilíbrio. Deveremos realizar nossas reações a altas ou baixas temperaturas? A pressão do sistema deverá ser alta ou baixa? O princípio de Le Chatelier pode ser aplicado a um equilíbrio dinâmico envolvendo fenômenos como a pressão de vapor de um líquido e a solubilidade. Variações na posição de equilíbrio de sistemas químicos podem, também, ser entendidos pela aplicação dos mesmos conceitos. [3] Caso um sistema seja perturbado, reagentes ou produtos devem ser consumidos de forma que a Lei da ação das massas seja obedecida, restabelecendo o valor de K. 

K= [C]d . [D]d

[A]a.[B]b [4]

OBJETIVOS

Estudo dos fatores que influenciam o equilíbrio químico. Estudo dos processos de hidrólise. Aplicação do Princípio de Le Chatelier.

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Materiais e reagentes

- 3 ampolas seladas de dióxido de nitrogênio

- Gelo                                                   - Etanol

- Água destilada                                   - Espátula

- Bicarbonato de sódio                         - Fenolftaleína

- Pipeta Pasteur                                   - 8 tubos de ensaio

- Cloreto de sódio                                - Ácido clorídrico

- Ácido acético                                     - Alaranjado de metila

- Acetato de amônio                             - Amônia

- Timolftaleína                                      - Cloreto de amônio

- Cloreto ferroso                                   - Tiocianato de potássio

- Cloreto de potássio                            - Papel indicador universal

- Sabão                                                -  Nitrato de bismuto

Procedimento experimental

 l.l – Pegue 3 ampolas seladas com dióxido de nitrogênio, em uma deixe a temperatura ambiente, outra aqueça em banho-maria, na terceira esfrie banho de gelo, espere um tempo, e anote o ocorrido. (Demonstrativo)

l.ll -  Em um erlenmeyer  coloque 100 mL de água destilada e uma ponta de espátula de bicarbonato de sódio. Adicione 8 a 10 gotas de solução etanol mais fenolftaleína. Observe a coloração rosa. Borbulhe CO2 na solução até o descoramento. Como alternativa, sopre a solução com uma pipeta. (Demonstrativo)

l.lll – Efeito do íon comum.

A - Pegue um tudo de ensaio, coloque nele cerca 0,5 a 1,0 mL de solução saturada de cloreto de sódio, logo após adicione novamente cerca de 0,5 a 1,0 mL de solução HCl concentrado, observe o ocorrido e anote.

B – Pegue um segundo tubo de ensaio e coloque cerca de 1,0 a 2,0 mL de água destilada, logo após adicione cerca de 2 a 3 gotas de ácido acético 6,0 mol L-1, e uma gota do indicador de pH alaranjado de metila, observe a cor. Adicione cerca de 0,5 a 1,0 mL de acetato de amônio, observe o ocorrido e anote.

C – Em um terceiro tubo de ensaio, coloque cerca de 0,5 a 1,0 mL de água destilada, depois 2 gotas de amônia 6,0 mol L-1 e gotas do indicador de pH timoltaleína. Anote a cor da reação e logo após acrescente cerca de 0,5 a 1,0 mL de acetato de amônio, anote novamente o ocorrido.

D – No quarto tubo de ensaio, coloque novamente cerca 0,5 a 1,0 mL de água destilada, 2 gotas de solução de MgCl2 1,0 mol L-1 e 2 gotas de solução de NH 6,0 mol L-1, observe e anote o ocorrido.

E – Em um quinto tubo de ensaio, 1 gota de solução de FeCl3 0,1 mol L-1 e 1 gota de solução de tiocianato de potássio 0,3 mol L-1. Diluir a solução resultante, com água destilada, até que a coloração se torne ligeiramente avermelhada.

  Separe mais quatro tubos de ensaio, em cada um deles coloque 1,0 mL da solução produzida acima, no primeiro tubo adicione 1 gota de solução de FeCl3. No segundo tubo , acrescente 1 gota de solução 0,3 mol L-1 de KSCN e no terceiro 1 gota de solução saturada de KCl. O quarto tubo de ensaio fica para comparação. Observe e anote o ocorrido.

l.lV – Hidrólise

A – Pegue 3 papéis indicador universal de pH, verifique o pH das seguintes soluções 0,1 mol L-1 : NaCl, NH4Cl e Na2CO3. Anote a mudança no papel indicador e diga qual pH das soluções.

B – No décimo tubo de ensaio, coloque cerca de  1,0 a 2,0 mL de água, junte 1 a 2 gotas de sabão. Adicione 1 gota de fenolftaleína. Anote o ocorrido. Adicione, então, 1,0 a 2,0 mL de álcool e agite. Observe e anote.

C – No décimo primeiro tubo de ensaio, coloque cerca de 2,0 a 3,0 mL de água e adicione de 2 a 3 gotas de solução 1,0 mol L-1 de nitrato de bismuto, Bi(NO3)3. Anote o ocorrido.  Adicionar ao sistema, gota a gota, HCl concentrado até o desaparecimento do ocorrido. Acrescentar água e observe o ocorrido, anote.