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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. 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 uma fase são chamados de equilíbrio heterogêneos. 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; AgNO 3 0,1 M (nitrato de prata); K 2 CrO 4 0,1 M (cromato de potássio); Na 2 C 2 O 4 0,1 M (oxalato de sódio); Pb(NO 3 ) 2 0,1 M (nitrato de chumbo II); KI 0,1 M (iodeto de potássio); K 2 Cr 2 O7(aq) 0,1 M (dicromato de potássio); BaCl2(aq) 0,1 M (cloreto de bário); CuSO 4 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 :
- Foi adicionado em um tubo de ensaio, 1 ml de AgNO 3 0,1 M, em seguida foram acrescentando aos poucos uma solução de K 2 CrO 4 0,1 M até que não se formasse mais precipitado, para finalizar foi adicionado água destilada na solução.
- Foi adicionado em outro tubo de ensaio, a mesma quantidade de 1 ml de AgNO 3 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.
- Foram adicionados 3 gotas de K 2 CrO 4 0,1 M no oxalato de prata.
Resultados e Discussão
Equilíbrio de solubilidade Após a adição de 3 ml de K 2 CrO 4 à 1 ml da solução de AgNO 3 foi observado a formação de um precipitado marrom. O precipitado formado é o cromato de prata representado na reação a seguir: 2AgNO3(aq) + K 2 CrO4(aq) → Ag 2 CrO4(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 AgNO 3 , foi observado a formação de um precipitado branco. Esse precipitado formado é o oxalato de prata representado na reação a seguir: 2AgNO3(aq) + Na 2 C 2 O4(aq) → Ag 2 C 2 O4(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: Ag 2 C 2 O4(s) + K 2 CrO4(aq) → Ag 2 CrO4(s) + K 2 C 2 O4(aq)
Variação da solubilidade com a temperatura Após a adição de 1 ml de KI (incolor) à 1 ml da solução de Pb(NO 3 ) 2 (incolor), formou-se um precipitado amarelo. Este precipitado amarelo é o PbI 2 (iodeto de chumbo) representado na reação a seguir: Pb(NO 3 )2 (aq) + 2KI(aq) → 2KNO3 (aq) + PbI 2 (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 K 2 CrO 4 notou-se uma mudança da cor amarela para a cor laranja. Isso ocorreu porque o equilíbrio se desloca no sentido de formar íons Cr 2 O 7 2-^ dando o aspecto laranja à solução. Quando estava sendo adicionado as gotas de HCl na solução de K 2 CrO4, 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. Quando adicionada uma gota de NaOH à solução de K 2 Cr 2 O 7 observou-se que a cor laranja, característica da solução de dicromato de potássio, mudou para a cor amarelo, característica da solução de cromato de potássio. Isso ocorreu porque o equilíbrio se desloca no sentido de formar íons CrO 4 2-^ dando a cor amarela à solução. Quando estava sendo adicionado as gotas de NaOH na solução de K 2 Cr 2 O7, foi usado papel indicador para verifica quando a mesma estivesse moderadamente básica Foram adicionado 1 ml de NaOH 1 M até ela fica com o pH básico. Foi adicionar 1 ml de K 2 CrO 4 0,1 M a 0,5 ml de uma solução de BaCl2(aq) 0,1 M. Verificou-se a formação de um precipitado de cor amarelada. O precipitado formado é o cromato de bário, representado na reação a seguir: K 2 CrO4(aq) + BaCl2(aq) → BaCrO4(s) + 2KCl(aq) Foi adicionar 1 ml de K 2 Cr 2 O 7 0,1 M a 1 ml de uma solução de BaCl2(aq) 0,1 M. Verificou-se a formação de um precipitado. O precipitado formado é o cromato de bário. Ao adicionar 1 ml de HCl 1 M ao sistema K 2 CrO 4 /BaCl 2 observou-se que a solução tornou-se laranja com a presença do precipitado. Isso aconteceu porque ao adicionar HCl, o equilíbrio está sendo deslocado para o sentido inverso da reação de cromato de potássio e cloreto de bário, o precipitado some e tem-se uma nova solução de K 2 CrO 4 /BaCl 2. Ao adicionar NaOH ao sistema K 2 Cr 2 O 7 /BaCl 2 observou-se apenas a mudança de cor da solução de laranja para amarela, com a presença do precipitado. Com a adição de hidróxido de sódio. Faz com que o equilíbrio seja deslocado no sentido do CrO 4 2- dando assim a cor amarela à solução. O precipitado não reage com nenhum dos componentes da solução.
Questões
1) É provável que a frase “um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica” não lhe seja estranha. Mostre como essa frase decorre do Princípio de Le Chatelier. Resp. Como se a quantidade de calor fosse um dos componentes da reação. Então quando se adiciona calor ao sistema, o equilíbrio tende a se deslocar para a reação endotérmica, para consumir o calor excessivo.
2) O que acontecerá se você acrescentar ácido clorídrico concentrado a uma solução saturada de NaCl? Por quê? Resp. Um pouco de NaCl irá se precipitar. Porque ao se adicionar HCl neste equilíbrio, a adição de Cl-^ irá deslocar o equilíbrio no sentido de formação do NaCl(s).
3) Se você dissolver a quente 100 g de tiossulfato de sódio pentahidratado em 100ml de água, resfriar cuidadosamente a solução e depois acrescentar um cristalzinho do sal, observará uma súbita e maciça precipitação. Quer dizer: a adição de um cristal provocou o aparecimento de muitos outros cristais. Isto não parece contradizer o Princípio de Le Chatelier?
4) Os produtos de solubilidade de carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são 8,7 x 10 -9^ e 4,0 x 10-11, respectivamente. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de ter o Kps menor. Kps = [Ca2+].[CO 32 - ] = 8,7 x 10-^9 X^2 = 8,7 x 10- X = 9,3 x 10-5^ (solubilidade do carbonato) Kps = [Ca2+].[F-]^2 = 4,0 x 10- 4Y^3 = 4,0 x 10- Y = 2,2 x 10- 2Y = 4,4 x 10-4^ (solubilidade do fluoreto) 4,4 x 10-4^ > 9,3 x 10-5, portanto a solubilidade do fluoreto > solubilidade do carbonato.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FUNDAMENTAL
EXPERIMENTO Nº
PERTUBANDO O EQUILÍBRIO
ALUNO: Tiago Ferreira
DISCIPLINA: Química Experimental L
PROFESSOR: Euzébio Skovroinski
RECIFE- PE
