Relatório Equilíbrio Químico

FACULDADE BRASILEIRA – MULTIVIX

BACHAREL EM ENGENHARIA QUÍMICA

ANA CAROLINE RODRIGUES FRIGINI

ANALINE SILVA DE SOUZA GOMES

LUANA SERRA DE OLIVEIRA

PÂMELA BONIFÁCIO DE OLIVEIRA

RAYANE REINHOLZ BOONE CORONA

Pratica nº 03 (13/09/2017):

ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

Disciplina: Laboratório de Química II

Professor(a): Mirella Gonçalves da Fonseca

VITÓRIA

SETEMBRO - 2017

ANA CAROLINE RODRIGUES FRIGINE

ANALINE SILVA DE SOUZA GOMES

LUANA SERRA DE OLIVEIRA

PÂMELA BONIFÁCIO DE OLIVEIRA

RAYANE REINHOLZ BOONE CORONA

ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

 











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VITÓRIA

SETEMBRO – 2017

1. INTRODUÇÃO

        Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Duas substâncias estão em equilíbrio, quando a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. (BRADY,1986).        

        Em um sistema em equilíbrio a adição ou retirada de um reagente ou produto irá alterar a concentração desse participante e consequentemente, perturbar o equilíbrio do sistema. (ATKINS, 2012).

        A alteração das condições do sistema pode perturbar o estado de balanço. Desta maneira, quando isso ocorre, o equilíbrio desloca-se até que um novo estado de balanço seja atingido, como afirma o princípio de Le Châtelier: “Um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.” (BRADY, HUMISTON,1986).

        Uma reação pode ser considerada reversível, quando a reação ocorre tanto no seu sentido direto como no seu sentido inverso. Uma reação direta é aquela que acontece no sentido da produção de produtos, enquanto a reação inversa é aquela que ocorre no sentido da produção de reagentes. (BROWN, 2005).

        Quando a pressão do sistema é aumentada o sistema tende a se deslocar para a reação inversa, mas quando a pressão é diminuída o sistema tende a se deslocar para a reação direta. Quando a perturbação é a temperatura, o aumento da mesma desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Com a diminuição da temperatura, há o deslocamento do equilíbrio no sentido endotérmico. O aumento da concentração desloca o equilíbrio no sentido oposto da substância adicionada, consumindo-a. Quando há a diminuição da concentração, o equilíbrio desloca-se para o lado da substância que foi retirada, fazendo a reação formar mais daquela substância. (KORTZ, 2009).

2. OBJETIVO

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

3. MATERIAIS E MÉTODOS

        3.1 Materiais e reagentes

• Água destilada
• Proveta graduada de 10 mL
• Pipeta Volumétrica 10 ml
• 2 Béqueres de 250mL
• Balão Volumétrico 250 ml
• Banho-Maria – ( 90ºC)
• Bastão de vidro
• Espátula
• Estante para tubos de ensaio
• 6 Tubos de Ensaio
• Solução de sulfato de Cobre (CuSO4) de 0,20 mol/l
• Solução de cloreto de sódio (NaCl) em estado sólido
• Solução de ácido clorídrico (HCL) concentrado ( na capela)
• Solução de Cromato de potássio k2CrO4
• Solução de dicromato de potássio K2Cr2O7
• Solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 em estado sólido

        

3.2 Procedimento Experimental

        3.2.1 PRÁTICA I

        Antes de começa as práticas, os béqueres foram enumerados 1,2,3,4 e 5 lavados e reutilizados com a mesma numeração.

 Parte 1 – Reação de Substituição 

        Prepararam-se cinco tubos de ensaios, numerados de 1 a 5, em uma estante adequada, em cada tubo colocou-se, cinco gotas de solução de sulfato de cobre de 0,2 mol/l. Diluiu-se a solução contida no tudo número 2 com 2 ml de água destilada e reservou-se para posterior comparação.

        Nas soluções contida nos tubos 3 e 4 adicionou-se ácido clorídrico concentrado, gota a gota até não observar mais mudança aparentes (cerca de 10 gotas). No tubo 4 acrescentou-se água destilada, gota a gota até a solução atingir a coloração do tubo 2.

        Ao tubo 5 adicionou-se ácido clorídrico apenas o sulfite para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1.

        Por fim, depois de ter anotado todas as observações, foi feito o descarte das soluções em um béquer separado pela professora orientadora da prática.

Parte 2 – Reação de Substituição 

        Prepararam-se três tubos de ensaio, enumerados de 1 a 3, numa estante adequada. Colocou-se 2 ml de solução de sulfato de cobre de 0,2 mol/l nos tubos. O tubo 1 foi separado como padrão de comparação

        Nos tubos 3 e 4 adicionou-se cloreto de sódio em estado sólido, em pequenas porções e sob agitação constante, até observar a mudança pronunciada da cor da solução. Ficando idênticas. Cuidadosamente a solução do tubo 3 foi aquecida em banho-maria, sem deixa-lo ferver e assim verificado a mudança de cor em relação ao tubo 2. Depois de aquecido o tubo 3 deixou-se esfriar e verificou a cor da solução novamente