Quimica Experimental

INTRODUÇÃO Equilíbrio Químico De um modo geral reação química reversível ocorre ate que seja alcançado um estado de equilíbrio entre as concentrações dos reagentes e dos produtos. O principio de Le Chatelier, afirma que, se um sistema em equilíbrio for perturbado por algum fator externo o sistema reagira de modo a contrabalançar o efeito da variação, encontrando assim um novo estado de equilíbrio.

Na pratica, muitas vezes um dos reagentes é utilizado em excesso ou um dos produtos é retirado do meio reagente para deslocar o equilíbrio na direção de formação de mais produtos e, assim, melhorar o rendimento do processo.

Se fornecermos energia – por exemplo, aumentando a temperatura, uma reação endotérmica se desloca no sentido dos produtos, consumindo assim a energia fornecida. Já em reação exotérmica, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes.

uma fase são chamados de equilíbrio heterogêneos

Os equilíbrios químicos em que todos os reagentes e produtos estão na mesma fase são chamado de equilíbrios homogêneos. Os equilíbrios em sistemas com mais de

Solubilidade é a capacidade de uma substância se dissolver em outra. Esta capacidade, em se tratando de uma dissolução de um sólido em um líquido, é limitada, ou seja, existe um máximo de soluto que pode ser dissolvido em certa quantidade de solvente. A temperatura interfere na capacidade de dissolução, assim a cada temperatura tem-se uma quantidade diferente de soluto que pode ser dissolvido no solvente. Existem alguns tipos de soluções em relação à capacidade de solubilidade, são elas: insaturada, saturada e supersaturada. A solução insaturada contém quantidade de soluto inferior à capacidade máxima de dissolução do solvente. A solução saturada contém a quantidade de soluto máxima dissolvido no solvente. Ao se adicionar mais soluto na solução saturada, este permanece na forma sólida, formando o corpo de fundo ou precipitado. A solução supersaturada é uma solução instável, que contém uma quantidade de soluto dissolvida no solvente superior à necessária para a saturação.

Materiais e Soluções Tubo de ensaio;

Pipeta volumétrica 5 ml;

Pipeta de Pasteur;

Béquer (50 ml, 250 ml);

Piceta com água destilada;

Gelo;

AgNO3 0,1 M (nitrato de prata); K2CrO4 0,1 M (cromato de potássio);

Na2C2O4 0,1 M (oxalato de sódio);

Pb(NO3)2 0,1 M (nitrato de chumbo I); KI 0,1 M (iodeto de potássio);

K2Cr2O7(aq) 0,1 M (dicromato de potássio); BaCl2(aq) 0,1 M (cloreto de bário);

CuSO4 0,3 M (sulfato de cobre); HCl 1 M (acido clorídrico);

NaOH 1 M (hidróxido do sódio).

Procedimento Experimental

O experimento foi dividido em duas partes (equilíbrio de solubilidade, princípio de Le Chatelier), cada parte com duas subpartes. Equilíbrio de solubilidade:

1. Foi adicionado em um tubo de ensaio, 1 ml de AgNO3 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de K2CrO4 0,1 M até que não se formasse mais precipitado, para finalizar foi adicionado água destilada na solução.

2. Foi adicionado em outro tubo de ensaio, a mesma quantidade de 1 ml de AgNO3 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de oxalato de sódio 0,1 M até que não se formasse mais precipitado, para finalizar foi adicionado água destilada na solução.

3. Foram adicionados 3 gotas de K2CrO4 0,1 M no oxalato de prata.

4. Foram adicionados 3 gotas de oxalato de sódio 0,1 M no cromato de prata. Variação da solubilidade com a Temperatura

1. Foi adicionado em um tubo de ensaio, 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 M, em seguida foram acrescentando uma solução de KI 0,1 M até que se completar a precipitado do iodeto de chumbo. Em seguida foi levada por cinco minutos a um banho-maria.

O Equilíbrio Cromato-Dicromato

1. Foi adicionado em um tubo de ensaio, 1 ml de K2CrO4 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de HCl 1 M. Em cada adição de HCl foi usado um papel de indicador para verificar se o pH da solução estava moderadamente ácido.

2. Foi adicionado em outro tubo de ensaio, a mesma quantidade de 1 ml de K2CrO4 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de NaOH 1 M.

Em cada adição de NaOH foi usado um papel de indicador para verificar se o pH da solução estava moderadamente básico.

3. Foi adicionado em um tubo de ensaio, 2 ml de BaCl2 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de K2CrO4 0,1 M até que não se formasse mais precipitado.

4. Foi adicionado em outro tubo de ensaio, a mesma quantidade de 2 ml de BaCl2

0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de K2Cr2O7(aq) 0,1 M até que não se formasse mais precipitado.

5. Foi adicionado 1 ml de HCl no sistema BaCl2/K2CrO4. 6. Foi adicionado 1 ml de NaOH no sistema K2Cr2O7/BaCl2

2CrO4

+ 2H+ Cr2O7

+ H2O

Um Equilíbrio com o Íon Cobre

1. Foi adicionado em um tubo de ensaio, 1 ml de CuSO4 0,3 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de HCl concentrado. Em seguida foi adicionada água destilada suficiente ate restabelecer a coloração original. Logo depois foi colocado o tubo de ensaio em banho-maria com água fervendo por cinco minutos e por fim colocado também no banho de gelo.

Cu(H2O)4

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Resultados e Discussão

Equilíbrio de solubilidade

Após a adição de 3 ml de K2CrO4 à 1 ml da solução de AgNO3 foi observado a formação de um precipitado marrom. O precipitado formado é o cromato de prata representado na reação a seguir:

2AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) → Ag2CrO4(s) + 2KNO3(aq) Nota-se que o cromato de prata se dissolve muito pouco. Após a adição de 5 gotas de oxalato de sódio ao precipitado de cromato de prata nada aconteceu. Foi observado que o oxalato de sódio não reage com o cromato de prata.

Ao adicionar 3 ml de oxalato de sódio à 1 ml da solução de AgNO3, foi observado a formação de um precipitado branco. Esse precipitado formado é o oxalato de prata representado na reação a seguir:

2AgNO3(aq) + Na2C2O4(aq) → Ag2C2O4(s) + 2NaNO3(aq) Nota-se que o oxalato de prata se dissolve muito pouco. Após a adição de 5 gotas de cromato de potássio ao precipitado de oxalato de prata, tem-se um novo precipitado marrom. O precipitado formado é o cromato de prata, representado na reação a seguir:

Variação da solubilidade com a temperatura

Após a adição de 1 ml de KI (incolor) à 1 ml da solução de Pb(NO3)2 (incolor), formou-se um precipitado amarelo. Este precipitado amarelo é o PbI2 (iodeto de chumbo) representado na reação a seguir:

Pb(NO3)2 (aq) + 2KI(aq) → 2KNO3 (aq) + PbI2 (s) O produto de solubilidade do iodeto de chumbo é muito pequeno, Isso significa que ele é pouco solúvel, logo ele precipitou. O nitrato de potássio não se precipita, pois, ele é muito solúvel. Quando aquecida por 5 minutos, foi notada que boa parte do precipitado se dissolveu na solução. logo foi observado que a reação era reversível e endotérmica, Ou seja, quanto mais se aquece, mais o equilíbrio é deslocado para o sentido da reação endotérmica, então mais iodeto de chumbo se dissolve. Ao deixa passar um tempo em repouso esfriando numa estante, volta a precipitar o iodeto de chumbo. Então com a diminuição de temperatura o equilíbrio foi deslocado para o lado da reação exotérmica, e assim formaram-se os cristais. O Equilíbrio Cromato-Dicromato

Ao se adicionar uma gota de HCl à 1 ml da solução de K2CrO4 notou-se uma mudança da cor amarela para a cor laranja. Isso ocorreu porque o equilíbrio se desloca no sentido de formar íons Cr2O7

2- dando o aspecto laranja à solução. Quando estava sendo adicionado as gotas de HCl na solução de K2CrO4, foi usado papel indicador para verifica quando a mesma estivesse moderadamente ácida. Foram adicionado 1 ml de

HCl 1 M ate ela fica com o pH ácido.