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PERTURBANDO O EQUILIBRIO
Experimento 4
Graziella Leite Brondani Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil Data da prática: 23/07/2021; Data de entrega do relatório: 31/07/ Palavras chaves: reagentes; produtos; equilíbrio; solubilidade; polaridade;
Introdução
Equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Pode-se dizer que duas substâncias estão em equilíbrio, quando a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos (equilíbrio dinâmico). [1] [2] O princípio necessário para que exista um equilíbrio químico, é a reversibilidade da reação envolvida. Uma reação pode ser considerada reversível, quando a reação ocorre tanto no seu sentido direto como no seu sentido inverso.[3][4][5] A alteração das condições do sistema pode perturbar o estado de balanço. Desta maneira, quando isso ocorre, o equilíbrio desloca-se até que um novo estado de balanço seja atingido, como afirma o princípio de Le Chatelier: “Um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.” [1]
Metodologia
Água destilada; Tolueno; Tubo de ensaios; CrCl3 (s); Pipeta graduada; CoCl2; Cristais de iodo; AgNO3; K2CrO4; Pb(NO3)2; KI; HCl; K2Cr2O7 (aq); NaOH; BaCl2 (aq); Na 2 C 2 O4;
Procedimento Experimental
1 ) Equilíbrio de Solubilidade
1.a) “O semelhante dissolve o semelhante”
Separe três tubos de ensaio. Coloque 1ml de água em cada um deles. Após isso, adicione lentamente 1 ml de tolueno e identifique as camadas entre a água e o tolueno. Adicione, ao primeiro tubo, uns cristais de CrCl3. Tampe o tubo e agite vigorosamente. Identifique em qual solvente o CrCl3 é mais solúvel. Repita esse teste adicionando alguns cristais de CoCl2 ao segundo tubo, e cristais de iodo ao terceiro tubo.
1.b) Equilíbrio de Solubilidade
Coloque 1mL de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e aos poucos acrescente solução de K2CrO 0,1M até que não se forme mais precipitado. Deixe precipitar e decante o líquido. Lave bem o precipitado até que a fase aquosa permaneça incolor. Agora, em outro tubo de ensaio, coloque 1mL de AgNO3 0,1 M e acrescente aos poucos, solução de oxalato de sódio 0,1 M. Lave o precipitado o mesmo número de vezes utilizado anteriormente. Adicione 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água, ao tubo contendo o precipitado formado entre a prata com o oxalato e observe se íons cromato substituirão os íons oxalato nas condições presentes. A descoloração da solução é uma medida da reação. Do mesmo modo adicione oxalato de sódio (solução 0,1 M) ao precipitado de cromato de prata.
1.c) Variação da solubilidade com a
temperatura
Num tubo de ensaio coloque 1mL de Pb(NO3)2 0,1 M e acrescente 3 gotas da solução KI para precipitação do iodeto de chumbo. Em seguida mantenha durante cinco minutos o tubo em água fervendo. Observe o que acontece com o precipitado. Retire o tubo do banho-maria e deixe- o esfriar em repouso numa estante. Devem formar-se belos cristais dourados.
2) O Princípio de Le Chatelier
2.a) O equilíbrio Cromato-Dicromato
Coloque cerca de 1ml de K2CrO4 (aq) 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione 1 gota de HCl 1 M (verifique se a solução está nitidamente ácida com um papel indicador, caso contrário adicione mais HCl). Repita este procedimento com K2Cr2O7 (aq) 0,1 M. Agora adicione NaOH 1 M a esses tubos e confira a alcalinidade das soluções. Se necessário adicione mais NaOH. Verifique se as mudanças observadas nas colorações das soluções são reversíveis, através de adições sucessivas de HCl e NaOH. Coloque 2 mL de BaCl2 (aq) 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione cromato de potássio gota a gota até que não se forme mais precipitado. De modo semelhante adicione dicromato de potássio a um tubo contendo 2mL de cloreto de bário. Agora adicione 1mL de HCl ao sistema BaCl2/K2CrO 4 e 1mL de NaOH ao sistema K2Cr2O7/BaCl2.
2.b) Um equilíbrio com o Íon Cobre
Coloque em um tubo de ensaio 1mL de uma solução 0,3 M de sulfato de cobre. Acrescente aos poucos uma solução de HCl concentrado. Isto provocará uma mudança de cor. Pare quando a mudança estiver completa. Acrescente aos poucos água suficiente para restabelecer a coloração original. Coloque então o tubo de ensaio num béquer com água fervendo e observe a cor depois de transcorrido cinco minutos. Finalmente, transfira o tubo para um banho de gelo e observe- o depois de cinco minutos.
Resultados e Discussão
1.a) “O semelhante dissolve o semelhante”
Na primeira seção de equilíbrio de solubilidade, observamos que o tolueno forma uma camada acima da água. Em química sabemos que substâncias apolares dissolvem substancias apolares, enquanto as polares dissolvem polares. O tolueno e a água são imiscíveis pois a água é polar enquanto o tolueno é apolar. Como a densidade do tolueno é menor, ele forma uma camada acima da água. O cloreto de crômio (III) e o cloreto de cobalto (II) são mais solúveis em água, ou seja, eles são substâncias polares. Enquanto o iodo é uma substância apolar, pois é mais solúvel em tolueno.
1.b) Equilíbrio de Solubilidade
Nitrato de prata reage com cromato de potássio, em meio aquoso, dando origem a cromato de prata sólido. Em solução saturada o cromato de prata estabelece o seguinte equilíbrio: (1) 2AgNO3(aq)+ K 2 CrO4(aq) → Ag 2 CrO4(s) + 2KNO3(aq) (2) 2AgNO3(aq )+ Na 2 C 2 O4(aq) → Ag 2 C 2 O4(s) + 2NaNO3(aq) Na primeira reação, o precipitado é o Ag2CrO4, de coloração vermelha. A coloração do líquido fica amarelada, pois há um excesso de cromato de potássio.
Conclusão
Os procedimentos realizados no experimento serviram como prova dos conceitos que abrangem o tema de perturbação do equilíbrio das reações. O princípio de Le Chatelier é comprovado durante a prática e é de suma importância seu conhecimento para o entendimento das reações em equilíbrio.
Referências
[1] Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Burdge, J.R Química: A ciência central, 9ª Ed., Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. [2] B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário [3] Schiavon, M.A.; Santos, J.M.S; Mano, V.Química Geral Experimental I, São João Del Rei,
[4] Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006. [5] proquimica.iqm.unicamp.br/introteo.htm
Questões
1 - É provável que a frase "um aumento
de temperatura favorece a reação
endotérmica" não lhe seja estranha (se for,
consulte o professor). Mostre como esta
frase decorre do Princípio de Le Chatelier.
Resposta: Em um equilíbrio, se a reação
direta é endotérmica, a inversa é exotérmica. Pelo princípio de Le Chatelier, quando perturbamos o equilíbrio ele se desloca de modo a voltar a condição original. De modo que quando aumentamos a temperatura do sistema, ele reage a essa mudança baixando a temperatura. uma reação endotérmica consome energia térmica, então quando fornecemos energia térmica ao sistema, a reação endotérmica é favorecida consumindo essa energia e restaurar as condições iniciais.
2 - O que acontecerá se você acrescentar
ácido clorídrico concentrado a uma solução
saturada de NaCl? Por quê?
Resposta: Ocorrerá o que é chamado efeito
íon comum. exemplo de equação: NaCl → Na+ + Cl- HCl → H+ + Cl-
