Equilíbrio Químico, Notas de estudo de Química

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UNIVERSIDADE DO OESTE DE SANTA CATARINA

BRUNA VEDOY DE SOUZA

CAMILA GRIGOL

AULA PRÁTICA

Xanxerê

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO

• INTRODUÇÃO.............................................................................................................
• MATERIAIS E MÉTODOS............................................................................................
  • 2.1 MATERIAIS.........................................................................................................
  • 2.2 REAGENTES.......................................................................................................
  • 2.3 MÉTODOS...........................................................................................................
    • 2.3.1 Deslocamento do Equilíbrio.............................................................................
    • 2.3.2 Titulação, pH de Neutralização e Hidrólise Salina..............................................
• RESULTADOS E DISCUSSÕES.....................................................................................
  • 3.1 DESLOCAMENTO DO EQUILIBRIO...................................................................
    • 3.1.1 Equilíbrio: Cloreto de ferro III e Tiocianato de amônio.......................................
    • 3.1.2 Equilíbrio: Dicromato e Cromato......................................................................
  • 3.2 TITULAÇÃO, pH DE NEUTRALIZAÇÃO E HIDRÓLISE SALINA.......................
    • 3.2.1 Reação de um ácido forte com uma base fraca...................................................
    • 3.2.2 Reação de um ácido forte com uma base forte....................................................
    • 3.2.3 Reação de uma base forte com um ácido fraco...................................................
• CONCLUSÃO.............................................................................................................
• REFERÊNCIAS...........................................................................................................
• ANEXOS....................................................................................................................

MATERIAIS E MÉTODOS

2.1 MATERIAIS

• 4 tubos de ensaio;
• 2 pipetas graduadas 10mL;
• (^) 2 pipetas volumétricas 10mL;
• 2 buretas 25mL;
• 1 espátula;
• Fita de pH;
• 1 proveta 50mL;
• 3 frascos de Erlenmeyer de 250mL;
• 2 copos de béquer de 50mL;

2.2 REAGENTES

• Solução de Dicromato de Potássio (K2Cr (^) 2O (^) 7);
• Solução de Cromato de Potássio (K (^) 2CrO4);
• Solução de Cloreto de Ferro III (FeCl3);
• Solução de Tiocianato de Amônio (NH4SCN);
• Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1 mol/L;
• Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1 mol/L;
• Cloreto de Amônio (NH4Cl) sólido;
• Solução de Hidróxido de Amônio (NH4OH);
• Solução de Ácido Acético (CH3COOH);
• Indicador Fenolftaleína;
• Indicador Metil-orange;
• Indicador Azul de Bromotimol;

2.3 MÉTODOS

2.3.1 Deslocamento do Equilíbrio

2.3.1.1 Equilíbrio: Cloreto de ferro III e Tiocianato de Amônio

Adicionou-se em uma proveta de 50mL, 2mL de Cloreto de Ferro II e mais 2mL de Tiocianato de Amônio. Observou-se a coloração. Em seguida completou-se a proveta com água destilada até a marca de 40mL, homogeneizou. Em quatro tubos de ensaio numerados, separou-se a solução resultante tendo 10mL em cada tubo. Após, adicionou-se ao tubo 1, 2mL de solução de FeCl3, agitou-se. Comparou-se com a cor da solução obtida no tubo 4. Ao tubo 2 adicionou-se 2mL de solução de NH (^) 4SCN, agitou-se. Comparou-se novamente com a solução obtida no tubo 4. No tubo 3 foi adicionado NH 4 sólido. Agitou-se e também foi comparado com a cor da solução obtida no tubo 4.

2.3.1.2 Equilíbrio: Dicromato e Cromato

Enumeraram-se novos tubos de ensaio de 1 a 4. Nos tubos 1 e 2 adicionou-se 2mL de solução de Cromato de Potássio e nos tubos 3 e 4 adicionou-se 2mL de solução de Dicromato de Potássio. No tubo 1 adicionou-se 1mL de solução de Ácido Clorídrico e agitou-se. No tubo 3 adicionou-se 1mL de solução de Hidróxido de Sódio, agitou-se e comparou-se o os 4 tubos em relação a coloração.

2.3.2 Titulação, pH de Neutralização e Hidrólise Salina

2.3.2.1 Reação de um ácido forte com uma base fraca

Carregou-se uma bureta de 25mL com a solução de Ácido Clorídrico e zerou-a. Em um Erlenmeyer de 250mL adicionou-se, com a pipeta volumétrica, 10mL de solução de Hidróxido de Amônio, em seguida adicionou-se 75mL de água destilada e 3 gotas de indicador metil-orange.

3.1.1 Equilíbrio: Cloreto de ferro III e Tiocianato de amônio

No instante em que o Tiocianato de Amônio entrou em contato com o Cloreto de Ferro III, a solução apresentou uma coloração vermelho-sangue (Anexo A). A equação:

FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) [Fe(SCN)]+2(aq) + NH4(aq) + 3Cl-(aq)

De acordo com Curi (2006, p. 41), a coloração vermelho-sangue surgiu através da reação entre os íons de Ferro (Fe+3^ ) com o íon Tiocianato (SCN-). No tubo 1, a adição de 2mL de FeCl 3 - seguindo o princípio de Le Châtelier - deslocou

o equilíbrio para a direita, assim como no tubo 2 com a adição de NH (^) 4SCN. No tubo 3, a adição de NH (^) 4Cl deslocou o equilíbrio para a esquerda. (HARRIS, 2008, p. 111). Em relação à coloração, o tubo 1 apresentou uma coloração semelhante ao tubo 4, o tubo 2 apresentou a coloração mais forte e o tubo 3 a coloração mais fraca (Anexo B). De acordo com Carobin e Serrano (2007, p. 135), uma reação reversível atinge o equilíbrio quando existe uma ação contínua e simultânea entre os reagentes e produtos avançando com velocidades iguais.

3.1.2 Equilíbrio: Dicromato e Cromato

Os tubos 1 e 2 apresentavam coloração amarela e os tubos 3 e 4, coloração laranja. Após a adição de HCl no tubo 1 (Cromato), a solução apresentou coloração laranja semelhante a coloração do tubo 4, em seguida, a adição de NaOH no tubo 3 (Dicromato), provocou alteração da cor laranja para cor amarela, semelhante a cor do tubo 2 (Anexo C). A adição do íon comum H +^ através do HCl à solução de cromato, deslocou o equilíbrio para a direita devido o aumento de concentração de íons reagentes.

2CrO 4 -2^ + 2H+^ Cr (^) 2O 7 -2^ + H2O

Com a solução de dicromato ocorreu o contrário, o íon não-comum OH -^ deslocou o equilíbrio para a direita, devido o ‘consumo’ dos íons presentes.

Cr (^) 2O 7 -2^ + 2OH-^ 2CrO 4 -2^ + H (^) 2O

3.2 TITULAÇÃO, pH DE NEUTRALIZAÇÃO E HIDRÓLISE SALINA

3.2.1 Reação de um ácido forte com uma base fraca

“Antes de adicionar o ácido, a solução contém apenas a base fraca, B, em água.” (HARRIS, 2008, p. 227). A solução de Ácido Clorídrico e Hidróxido de Amônio, quando neutralizada, apresentava cor laranja (Anexo D), com um pH em torno de 3,1 e 4,4, isto significa que é um meio ácido. “A 25ºC, uma solução ácida possui um pH abaixo de 7 e uma solução básica possui pH acima de 7.” (HARRIS, 2008, p. 120). A equação da reação de neutralização:

HCl + NH4OH NH (^) 4Cl + H2O

A equação da reação de hidrólise do NH (^) 4Cl:

NH (^) 4Cl(s) + H (^) 2O(l) 2 1C C NH 4 +(aq) + Cl-(aq) NH 4 +(aq) + H (^) 2O (^) (l) 2 1C C NH3(aq) + H3O +(aq)

De acordo com Fatibello Filho et al. (2006, p. 31), todo sal formado na reação de um ácido forte com uma base fraca é um sal ácido. O Cloreto de Amônio (NH (^) 4Cl) ao ser

adicionado à água, dissocia-se totalmente em NH 4 +(aq) e Cl - (aq). O íon NH 4 +(aq) reage então com a água (sofre hidrólise) enquanto o ânion cloreto (Cl - (aq) ) permanece inalterado, uma vez que originalmente é oriundo de um ácido forte (HCl).

3.2.2 Reação de um ácido forte com uma base forte

“[...] admite-se que a reação entre o ácido e a base é completa e considera-se a solução resultante como uma mistura do ácido ou da base em excesso e do sal formado,

ânion presente, sua concentração e pela constante de hidrólise deste ânion [...]. (CORTES; RAMOS; CAVALHEIRO, 2007, p. 1017, grifo do autor).

CONCLUSÃO

Com as práticas realizadas foi possível concluir que a relação entre ácidos e bases possuem características distintas e é necessário saber sobre elas para compreender o que acontece durante a realização do experimento e assim, aprimorar o desempenho em laboratório.

Cada experimento realizado traz consigo uma teoria básica e importante, com relação ao equilíbrio químico e as reações reversíveis e irreversíveis. Nas primeiras experiências realizadas foi possível concluir as alterações causadas pelo deslocamento do equilíbrio. Nas experiências que envolviam titulação, pH e hidrólise salina, foi possível concluir que um ácido forte e uma base fraca reagem e tornam o meio ácido, uma base forte com um ácido forte reagem e tornam o meio neutro e um ácido fraco com uma base forte reagem e tornam o meio básico, inclusive, compreender o papel importante que os indicadores de pH (fenolftaleína, azul de bromotimol e metil-orange) representam nas titulações.

REFERÊNCIAS

CURI, Denise. Colorimetria – determinação de Fe+3^ em água. Revista Química Nova na Escola , n. 24, p. 39 - 42, nov. 2006. Disponível em: < http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc24/ eeq3.pdf>. Acesso em: 22 nov. 2011.

CAROBIN, Claudia; SERRANO, Agostinho. Uma revisão das concepções alternativas em equilíbrio químico dentro do enfoque dos diferentes níveis de representação. Revista Acta Scientiae , Canoas: Ulbra, v. 9, n. 2, p. 131 – 143, jul./dez. 2007.

Anexo A – Tiocianato de Amônio em contato com o Cloreto de Ferro III

Anexo B – Comparação de cor entre os tubos de ensaio que contém Tiocianato de Amônio em contato com o Cloreto de Ferro III.

Anexo C – Comparação de cores resultantes entre Cromato e Dicromato.

Anexo D – Solução de Ácido Clorídrico e Hidróxido de Amônio neutralizado.

Anexo E - Solução de Hidróxido de Sódio e Ácido Clorídrico neutralizada.

Anexo F - Solução neutralizada de Ácido Acético e Hidróxido de Sódio.