Relatório Qui D

Fundação e Centro de Ciência e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro Centro de Ciência e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro

POLO PARACAMBI

CURSO : QUÍMICA

ALUNO: ENIO SILVA DE LIMA

MATRÍCULA: 12211070053

DISCIPLINA : QUÍMICA D

( ) AD1 ( ) AD2 ( X )RELATÓRIO

NUMERO DE PAGINAS :

2° semestre de 2014

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POLO PARACAMBI

CURSO : QUÍMICA ALUNO: ENIO SILVA DE LIMA MATRÍCULA: 12211070053 DISCIPLINA : QUÍMICA D

( ) AD1 ( ) AD2 ( X )RELATÓRIO

NUMERO DE PAGINAS :

Recebido em ____/____/______ ___________________________________________

Secretaria do polo

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE CONSÓRCIO CEDERJ LICENCIATURA EM QUÍMICA

QUÍMICA D

Tutor: Cristiano Antônio

RELATÓRIO DA AULA PRATICA NUMERO I

ENIO SILVA DE LIMA MATRICULA 12211070053

Experimento I

Reações Ilustrativas de Equilíbrio Químico.

Agosto /2014

Experimento I

Reações Ilustrativas de Equilíbrio Químico.

1- OBJETIVOS

Nesta experiência, vamos realizar experimentos reproduzindo em laboratório o comportamento dos de algumas reações químicas usadas para determinar o deslocamento do equilíbrio químico de acordo com a concentração utilizando o principio de Le Chatelier

2- INTRODUÇÃO

As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas tendem a alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas do sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porém opostas.

As concentrações das substâncias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio químico.

A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio, é independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta posição é alterada pela aplicação de forças externas, que podem ser mudanças de temperatura, de pressão (se houver reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de um reagente ou produto.

O Princípio de Le Châtelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (K) permaneça constante, desde que a temperatura na mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante.

Princípio de Le Chatelier

“Se equilíbrio é perturbado por uma alteração na concentração um sistema em, temperatura ou pressão de um dos componentes, o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito da perturbação”

O experimentos I, Reações Ilustrativas de Equilíbrio Químico mostra experimentalmente através de vários experimento a comprovação do principio de Le Chatelier.

No laboratório, muitas vezes, reações de equilíbrio podem ser estudadas, quanto à predominância de reagentes ou produtos, através da observação de mudanças de cor ou da formação de um precipitado. Por exemplo, os íons cromato (CrO42-), em solução aquosa, podem ser convertidos em íons dicromato (Cr2O72-), ou vice-versa, variando-se o pH da solução, pois a extensão em que ocorre a seguinte reação depende da concentração dos íons H+:

2 CrO42-(aq) + 2 H+ (aq)  Cr2O72-(aq) + H2O (aq)

(amarelo) (laranja)

Adicionando ou removendo íons H+, o equilíbrio se desloca para a direita ou para a esquerda, respectivamente, o que pode ser constatado através de mudanças de coloração. A reação acima também permite explicar o efeito do pH sobre o equilíbrio do cromato de bário com uma solução saturada de seus íons constituintes: