RELATÓRIO: EQUILÍBRIO QUÍMICO

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DOSEMI-ÁRIDO

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA E TECNOLOGIA LABORATORIO DEQUIMICA GERAL

TURMA                                                                                          05 DISCENTE: PAULA KATHERINE LEONEZ DASILVA VALENCA

RELATÓRIO: EQUILÍBRIO QUÍMICO

ADRIELY DA MOTA MORAIS ALEXANDRE DO NASCIMENTO BRAZ LETICIA COSTA DOS SANTOS

MOSSORÓ-RN SETEMBRO/2018

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO        03
2. OBJETIVO        04
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL        05

1. Materiais e Reagentes        05
2. Procedimento Experimental        05

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES        07
2. CONCLUSÃO        09
3. PÓS-LABORATÓRIO        10
4. REFERÊNCIAS        13

1. INTRODUÇÃO

A maior parte das reações químicas termina quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem realizadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atingir o equilíbrio químico. O equilíbrio químico é representado por setas inversas: ↔

As reações reversíveis podem ser demostradas por duas flechas em sentidos opostos:[pic 1]

Figura 1-Sistema de flechas opostas

A constante de equilíbrio (Kc) é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio químico de uma reação. No equilíbrio químico as taxas de reação de um sentido de reação e seu inverso devem ser iguais.

Figura 2- Constante de equilíbrio[pic 2]

O princípio de Le Chantelier

O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era também engenheiro químico e metalúrgico, que desenvolveu o princípio de Le Chatelier e pode ser descrita assim: “Quando uma pertubação extrema é exercida sobre um sistema em equilíbrio químico, o equilíbrio tente a ajustar de forma a se contrapor a esta pertubação”. Esse princípio mostra que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes. Existem três fatores que provocam essas alterações, eles são: concentração, pressão e temperatura.

1. OBJETIVO

Reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico, compreender o conceito de constante de equilíbrio, aplicar o princípio de Le Châtelier na previsão do comportamento de um equilíbrio químico, quando este está sujeito a uma perturbação externa e entender como fatores, tais como, concentração, temperatura e pressão afetam o equilíbrio químico.

1. METODOLOGIA EXPERIMENTAL

1. Materiais e Reagentes:

Materiais

Banho de gelo Banho Maria Pinça de madeira Pipetas de Pasteur Tubos de ensaio

Reagentes

Fenolftaleína 1% Cloreto de cobalto II

Cromato de potássio 0,2 mol/L Sulfato de alumínio 0,2 mol/L Acido clorídrico 1 mol/L Hidróxido de sódio 1 mol/L

1. Procedimento Experimental:

1.1-Conservação dos íons cromato em íons dicromato:

Os íons cromato, CrO4 2-, de coloração amarelo claro, serão convertidos em íons dicromato, Cr2O7 2-, de coloração alaranjada, segundo a reação:

2Cr²‾4+2h ⇌Cr2O¯²7+H2O

• No tubo de ensaio adicionamos 1 mL (~20 gotas) de cromato de potássio 0,2 mol/L (solução amarela) e 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observamos o ocorrido, e anotamos em seguida.
• No mesmo tubo de ensaio adicionamos 1,5 mL (~30 gotas) de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. Observamos o ocorrido, e anotamos em seguida.

1.2- Reação do íon alumínio (Al³⁺) com íons hidróxido:

Os íons alumínio reagiram com os íons hidróxido, OH-, formando inicialmente um precipitado branco de hidróxido de alumínio, Al(OH)3. A adição em excesso de íons hidróxido provocará, no entanto, a dissolução do precipitado de hidróxido de alumínio, devido à formação de íons complexos tetrahidroxialuminato (solução incolor). As reações envolvidas são:

1. Al³⁺+3OH⇌Al(OH)3[pic 3]

(precipitação do hidróxido de alumínio)

1. Al(OH)3        +OH¯ ⇌[Al(OH)4][pic 4]

(formação do complexo tetrahidroxialuminato)

• Adicionamos cerca de 1 mL de solução de sulfato de alumínio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicionamos hidróxido de sódio 1,0 mol/L gota a gota, agitando sempre o tubo(Observando a formação do precipitado). Continuamos adicionando hidróxido de sódio até a completa dissolução do precipitado.

• No mesmo rubo de ensaio, adicionamos, gota a gota, ácido clorídrico 1,0 mol/ L, para obtermos novamente o precipitado branco, continuamos adicionando o ácido clorídrico até observamos o desaparecimento do precipitado.

1.3-Reação de neutralização na presença de indicador

A fenolftaleína é um indicador ácido-base e, como tal, muda de coloração de acordo com o pH do meio onde se encontra. Todo indicador ácido base é um ácido fraco ou uma base fraca cuja coloração da forma ionizada é diferente da coloração da forma não ionizada:

HInᴼᴴ¯ ⇌ H⁺+ In¯

(forma não ionizada)        (forma ionizada)

(Fenolftaleína Incolor)        (Fenolftaleína Rosa)

• Em um tudo de ensaio adicionamos 1 mL de água destilada e 1 mL de hidróxido de sódio. 1 mol/l. Agitamos.
• No mesmo tudo de ensaio adicionamos 1 gota de fenolftaleína. Observamos o ocorrido.

1.4-Reação de intercâmbio de linguagens em complexos de cobalto

Um bom exemplo de reação de intercâmbio de ligantes é o caso do cloreto de hexaaquacobalto(II), hexaédrico, de cor rosa que por aquecimento é convertido em um complexo tetraédrico, trocando os ligantes aquo por ligantes cloro, adquirindo assim cor azul. As reações envolvidas no processo: [Co(H2O)6]²‾+4Cl‾⇌ [CoCl4]²‾+ 6H2O        Δ= +54 kJ/mol