Relatório Equilíbrio Químico

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RESUMO

O processo experimental realizado para a abordagem deste relatório teve a finalidade de provocar perturbações no equilíbrio das reações e observar o deslocamento do equilíbrio químico. Foram adicionadas soluções em reações em equilíbrio, analisou-se o novo equilíbrio gerado em cada situação e obteve-se as relações entre causa e mudança.

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1. INTRODUÇÃO

Ao estudar reações químicas podem-se observar dois tipos de reações: as irreversíveis e as reversíveis. As reversíveis ocorrem em ambos os sentidos, ou seja, a formação de reagentes e produtos é simultânea, e devido a isso existe o estudo do equilíbrio químico.

Quando uma reação atinge o equilíbrio, as velocidades no sentido da formação de produtos e no sentido da volta aos reagentes são iguais, e a composição da mistura de reação é constante. Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:

• A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo.
• Elas estão fazendo isso na mesma velocidade (logo, não existe mudança macroscópica)

Um modo de verificar se uma reação está em equilíbrio é mudar as condições. A composição irá mudar se a reação está em equilíbrio e voltará ao valor anterior quando as condições forem restauradas aos seus valores anteriores. A composição de uma mistura de reação no equilíbrio é descrita pela constante de equilíbrio, que é igual as concentrações dos produtos (elevados a potências iguais a seus coeficientes estequiométricos da equação química balanceada da reação) divididas pelas concentrações dos reagentes (elevados a potencias iguais a seus coeficientes estequiométricos) para reagentes que se apresentam nas fases gasosa e liquida. A lei de ação das massas resume esse resultado. A expressão descrita é definida na seguinte equação da constante de equilíbrio químico:

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Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a perturbações externas, tais como a alteração das concentrações, da pressão e também da temperatura, o equilíbrio tende a se deslocar no sentido contrário, de forma a minimizá-las. Tais situações podem ser explicadas pelo princípio de Lê Chatêlier.

Após a perturbação, o sistema retorna a um estado de equilíbrio, de modo a manter constante a razão entre as concentrações de produtos e reagentes. Ao aumentar as concentrações dos reagentes, a velocidade da reação direta se tornara maior e o equilíbrio será deslocado para a direita (no sentido de formação dos produtos) e ao diminuir a concentração dos reagentes a velocidade da reação direta se tornara menor e o equilíbrio será deslocado para a esquerda (no sentido de formação dos reagentes). O aumento da pressão de um sistema em equilíbrio acaba favorecendo a reação que ocorre com expansão de volume. Caso não haja contração ou expansão de volume entre as reações direta e inversa, o aumento ou a diminuição da pressão não desloca o equilíbrio. O aumento de temperatura aumenta a energia total envolvida na reação e favorece mais a reação endotérmica que ocorre com absorção de energia. Uma diminuição de temperatura diminui a energia total envolvida na reação e favorece a reação exotérmica.

2.OBJETIVO

Demonstrar a reversibilidade das reações químicas, aplicando o conceito de equilíbrio químico. Verificar a influência da concentração e da temperatura no deslocamento de um equilíbrio químico de acordo com o princípio de Lê Chatêlier.

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3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 MATERIAIS E REAGENTES

Materiais utilizados:

• 3 tubos de ensaio
• Suporte para tubos de ensaio

• Pipetas graduadas
• Canudo
• Béquer
• Tripé de ferro
• Tela de amianto
• Bico de Busen

Reagentes utilizados:

• Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L
• Dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/l
• Hidroxido de sódio (NaOH) 1mol/L
• Ácido clorídrico (HCl) 1mol/L
• Hidroxido de sódio (NaOH) 0,1mol/L
• Azul de bromotimol (indicador)

3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1ª Parte:

Colocou-se 2 mL de solução de dicromato de potássio 0,1mol/L em um tubo de ensaio e 2 mL de solução de cromato de potássio 0,1mol/L em outro tubo de ensaio. Anotou-se a coloração de cada solução.

Adicionou-se a solução de hidróxido de sódio 1mol/L, gota a gota, usando uma pipeta graduada, ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato de potássio, até a mudança de coloração. Anotou-se a quantidade de gotas e a cor atingida.

Adicionou-se a solução de ácido clorídrico 1mol/L, gota a gota, usando uma pipeta graduada, ao tubo de ensaio contendo a solução de cromato de potássio, até a mudança de coloração. Anotou-se a quantidade de gotas e a cor atingida.

2ª Parte:

Colocou-se 25 mL de agua destilada em um béquer e 3 gotas de azul de bromotimol. Em seguida gotejou-se a solução de NaOH 0,1mol/L até a solução ultrapassar a neutralidade e atingir a cor azul. Retirou-se uma amostra de 5 mL e transferiu-se para um tubo de ensaio.

Usou-se um canudo para borbulhar CO2 (de ar expirado) no béquer e observou-se a mudança gradual de cor.

A solução foi aquecida até a fervura, usou-se o bico de Busen, e registrou-se as transições de cor.

Borbulhou-se CO2 novamente e foram observadas as transições de cor.

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4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

1ª parte:

A solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L apresenta a coloração amarela e a solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/L apresenta a coloração alaranjada. Em solução aquosa os íons do cromato de potássio (CrO4-2) e do dicromato de potássio (Cr2O7-2) estão em equilíbrio químico que é descrito na seguinte reação: