Transcript
Componentes: Gisele dos Santos Oliveira (2009209314);
Juliana Dutra de Carvalho Leal (2009209097);
Mariane Martins Azevedo (2009209084)
Curso:Química.
Relatório prática 7
Título: Equilíbrio Químico
Introdução
Muitas reações químicas não se processam totalmente, como se poderia
esperar. Por exemplo, reagindo 1 mol de H2 com 1 mol de I2, poder-se-ia
esperar obter 2 mol de HI. No entanto, mesmo a temperatura de 400º C não se
obtém mais que 1,6 mol de HI, restando ainda no sistema 0,2 mol de H2 e 0,2
mol de I2. Além disso, mantendo-se constante as condições do sistema, estas
concentrações não variam mais com o tempo. Dir-se-ia que a reação se
processa até certo ponto e então para. A partir do tempo em que as
propriedades macroscópicas do sistema não mais se alteram, diz-se que o
sistema está em equilíbrio. Equilíbrio químico é uma reação reversível na
qual a velocidade da reação direta é igual à reação inversa e,
consequentemente, as concentrações de todas as substancias participantes
permanecem constantes [1].
À primeira vista, poder-se-ia ter a impressão de que o equilíbrio é
estático, isto é, que a reação simplesmente parou em determinado ponto. No
entanto, experiências mostram que, na realidade, o equilíbrio é dinâmico,
ocorrendo, simultaneamente, duas reações: uma formando o HI a partir de H2
e I2 e a outra, em sentido contrario, reproduzindo os reagentes H2 e I2 a
partir do produto formado do HI.
Objetivos
a) Caracterizar o estado de equilíbrio de sistema químico;
b) Reconhecer os fatores que inflem no equilíbrio químico. Principio de
Le Chatelier; e
c) Determinar uma constante de equilíbrio
Materiais e reagentes
Bastão de vidro
Béquer de 100mL
Chapa de aquecimento da marca Quimis
Conta-gotas
Funil analítico
Papel-filtro
Potenciômetro
Tubos de ensaio
K2Cr2O7
K2CrO4
HCl
NaOH
BaCl2
Ba(OH)2
CaCO3
Parte experimental
1. Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 0,1
mol/L e em outro tubo igual volume de solução de K2CrO4 0,1 mol/L.
Qual a cor característica de cada solução? Qual o íon responsável
pela cor em cada solução?
Adicione à solução de K2Cr2O7, usando um conta-gotas, solução de NaOH 1
mol/L até mudança de cor. De que cor ficou?
Adicione à solução de K2CrO4 solução de HCl 1 mol/L até mudança de cor.
De que cor ficou?
Houve deslocamento do equilíbrio nos dois tubos? Justifique.
2. Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução de K2CrO4 0,1 mol/L
e igual volume de BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L e, em outro tubo de ensaio,
volumes iguais de K2Cr2O7 0,1 mol/L e BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L. O que
se observa?
Acrescente no primeiro tubo, gota a gota, solução de HCl 1 mol/L e ao
segundo tubo solução de NaOH 1 mol/L, também gota a gota. O que se
verifica em cada tubo?
Obs.: O produto de solubilidade do BaCrO2 é 8,5.10-11 e, o BaCrO7 é
solúvel.
3. Tente dissolver uma pequena massa de CaCO3 em cerca de 20 mL de água
destilada. Escreva a equação de equilíbrio da reação reversível. Que você
pode dizer a respeito de sua solubilidade em água?
Aqueça, agora, o sistema durante algum tempo. Que conclusão você pode
tirar desse resultado? Deixe a solução resfriar em repouso. Que
aconteceu? Justifique.
4. Tente dissolver uma pequena massa de Ba(OH)2 em cerca de 50 mL de
água(agite com bastão de vidro durante alguns minutos). Que você observa?
Que se pode concluir a respeito da solubilidade do Ba(OH)2, em água? O
equilíbrio que se estabelece é o seguinte:
Ba(OH)2(s)
Ba2+ (aq) + 2 OH(aq)
Cuja expressão de equilíbrio é:
[Ba2+][OH-]2= Keq= Kps.
Em que Kps é o produto de valores de solubilidade e as concentrações de
Ba2+ (OH) apresentam os valores:
[Ba2+]=x mol/L
[OH-]= 2x mol/L, ou seja, [Ba2+]=[OH]/2
Desse modo, para se calcular o Kps, basta que seja determinado o valor da
concentração de apenas um dos íons. Como a [OH-] é a medida da basicidade
da solução ou indiretamente do pOH, é muito fácil de terminar a
concentração dessa espécie.
O pH pode ser determinado por meio de um potenciômetro com um
eletrodo de vidro.
Filtre a mistura e meça o pH do filtrado. Calcule o valor do pOH e da
[OH-]. Qual o valor do produto de solubilidade? Compare o resultado o
resultado obtido com o valor de tabela 1,3x 10-6
Resultados e discussão:
1. Sendo a equação:
O K2Cr2O7 tinha uma cor alaranjada, e o K2CrO4 apresentava uma cor
amarelada.
Conclui-se assim que o íon responsável pela cor característica de cada
elemento seja o (Cr2O7 )-2 e o (CrO4)-2.
Colocou-se 18 gotas de NaOH no béquer que continha K2Cr2O7 com isso
a solução de laranja ficou amarela.
Colocou-se também 15 gotas de HCl no béquer que continha K2CrO4, com
isso de amarelo a solução ficou laranja.
Conclui-se assim que houve deslocamento de equilíbrio nos dois tubos,
como o demonstrado pela equação:
H+
(Cr2O7 )-2 (aq) + H 2O(l)
2 (CrO4)2- + 2 H+
laranja
amarelo
(OH)-
2. Observou-se que o primeiro tubo a substância ficou leitosa, amarela
opaca e criou-se um precipitado; já no segundo a solução ficou translúcida
de coloração alaranjada e formou-se precipitado.
K2CrO4(aq) + BaCl2(aq)
BaCrO4(s) +2 KCl
K2CrO4(aq) + BaCl2(aq)
BaCrO4 (S)+2 KCl
BaCrO4(s) + H+(aq)
Ba +CrO7 (S) +2 H2O
Acrescenta-se então gota a gota no primeiro tubo HCl. Com isso houve a
aceleração do processo de precipitação e a solução ficou translúcida.
Acrescentou então gota a gota, NaOH. Com isso a solução ficou amarela
opaca, houve um aumento de precipitado.
3. Pequena massa de Carbonato de Cálcio em cerca de 20 mL de H2O
destilada.
A equação de equilíbrio da reação reversível é:
CaCO3 H2O
Ca2+ + (CO3 )2-
A respeito da solubilidade, conclui-se que não precipitou muito.
Aqueceu-se assim, por um período de cerca de 6 minutos, concluído
assim que não solubilizou muito. Depois que resfriou, pudemos ver que
aumentou a dissolução.
4. Pegou-se uma pequena massa de Ba(OH)2 em 50 mL de água (sendo
agitada com um bastão). Observa-se assim que não solubilizou. Ficou
uma substancia esbranquiçada com precipitado.
Filtrou-se a mistura e medimos o pH: +12,5 à 27,2ºC.
pOH+pH=14
pOH+12,5=14
pOH=1,5
pOH= -log [OH-]
1.5= -log [OH-]
[OH] =10-1,5
Kps: [(OH)-].[Ba2+]
Kps:
O pOH é de 1,5 e a concentração de (OH)- é de
O Kps é de
Conclusão
Conclui-se assim que o K2Cr2O7 tinha uma cor alaranjada, e o K2CrO4
apresentava uma cor amarelada e mudou de cor quando misturada com outras
substâncias. Verificou-se também que o CaCO3e o Ba(OH)2 não solubilizaram
em água. Conseguimos assim caracterizar o estado de equilíbrio de
sistemas químicos, reconhecerem os fatores que influenciam no equilíbrio
químico e determinar a constante de equilíbrio.
Referências
[1] http.:www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/equilibrio_quimico.htm
