Relatório Equilíbrio Químico

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6 RELATÓRIO DE EXPERIÊNCIA (Laboratório de Química Geral) Título do experimento: EQUILÍBRIO QUÍMICO –PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Engenharia de Controle e Automação Turma: P3NB Professora: Sílvia Flores EQUIPE MATRÍCULA Deny Luis Veloso Peres 1310201 Elton da Cunha Guimarães 1310246 Redivaldo Gonçalves Leite 1310761 Suany dos Santos Chagas 1310843 2015 Sumário: Introdução. Objetivos. Materiais e Métodos. Fundamentos Teóricos. Procedimentos e Resultados. Conclusão. Referências Bibliográficas. Introdução: Cromatos formam solução amarela e dicromatos alaranjadas. Em solução, entre os íons cromato e dicromato se estabelece o equilíbrio: Cromatos podem se converter em dicromatos e vice-versa. A extensão em que isto ocorre depende da concentração dos íons H+ presentes. Esta pode ser aumentada por adição de ácidos, ou diminuída por adição de hidróxidos. No primeiro caso o equilíbrio é deslocado para a direita e, no segundo, para a esquerda, o que fica evidenciado pela intensificação das cores alaranjada e amarela, respectivamente. Objetivos: Realizar reações químicas diversas, Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um equilíbrio químico, demonstrar a versatilidade das reações químicas equacioná-las e classificá-las. Prever a ocorrência ou não de algumas reações químicas, analisar a ocorrência de reações. Materiais: Pipetas Pasteur Proveta de 10 mL Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1mol/L Solução de cromato de Potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L Solução de dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 Mol/L Tubos de ensaio Fundamentos Teóricos: As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas podem 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 á velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas no sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porem opostas. As concentrações das substancias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio, K aA (aq) + bB(aq) cC (aq) + c=dD (aq) K =  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 houve reagentes ou produtos gasosos) de volume ou na concentração total de um reagente ou produto. O primeiro princípio de Lê Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma forca 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 aumento o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substancia em excesso até que seja retomado um novo 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 não 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. Procedimentos e Resultados: Colocou-se em um tubo de ensaio 2ml de dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L e em outro tubo de ensaio 2ml de cromato de potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L, verificado e anotado a coloração e o pH de cada solução. O dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L apresenta a cor alaranjada, já o cromato de potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L possui a cor amarelo. O dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L apresentou um pH = 6 O cromato de potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L apresentou um pH =7 Adicionando a solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 Mol/L, gota a gota usando a pipeta Pasteur, ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L, até a mudança da coloração e chegamos ao seguinte resultado: Na adição da 6ª gota o dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L que antes tinha a cor alaranjada, ficou com a cor amarelo o cromato, ficando seu pH =12 Adicionado à solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1mol/L gota a gota usando a pipeta Pasteur, ao tubo de ensaio contendo a solução de cromato de Potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L, até a mudança da coloração e chegamos ao seguinte resultado: Na adição da 4ª gota o cromato de Potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol/L que antes tinha a cor amarelo, ficou com a cor alaranjada o dicromato, ficando seu pH =4 Observamos as cores amarela e alaranjada de soluções de cromato e dicromato, respectivamente, e a mudança de cor gerada pela adição de algumas substâncias. Como a mudança de cor ocorre nos dois sentidos, fica evidente que as espécies cromato e dicromato coexistem numa mesma solução, sendo ela ora amarela, ora alaranjada, devido às condições do meio, ou seja, existe uma transformação reversível que é afetada pela adição de algumas espécies químicas. Aquela que irá produzir a espécie, tendo a seguinte reação balanceada: 2CrO4(aq) + 2H(aq) Cr2O7(aq) + H2O (L) Amarelo Laranja Conclusão: Chegamos à conclusão que os efeitos produzidos e observados nas transformações podem ser explicados pelo princípio de Le Chatelier. Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936), químico industrial francês, enunciou o seguinte princípio: "Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação de temperatura, pressão ou concentração de seus componentes, o sistema reagirá de forma contrária à perturbação, tentando amenizá-la o máximo possível", Referências Bibliográficas: FLORES, S.M.P. Roteiro de Práticas de Química Analítica Quantitativa do Curso de Eng. Ambiental. Instituto de Estudos Superiores Da Amazônia. Belém-Pa. 2013. BROWN, Theodore L. et al (2005), Química – A Ciência Central, São Paulo, Pearson education do Brasil, 9ª edição, pg165,166. MORRISON, Robert T.; BOYD, Robert N. (1996), Química Orgânica, Lisboa, Fundação Calouste Gulbenkian, 13ª edição, pg.30, 31.