Deslocamento do Equilíbrio Químico

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Deslocamento do Equilíbrio Químico – Princípio de Le Chatelier 
Turma: CAM131 – Manhã – 2019.1
Grupo:
Alexandre Tenorio _________________________________
Beatriz Andrade _________________________________ 
Rayane França _________________________________
Thamires Souza _________________________________
Professor(s): 
Fábio Ribeiro 
 
Disciplina:
Físico Química 
Data de realização: 06/05/2019
Data de entrega: 20/05/2019
OBJETIVO 
Conhecer o Princípio de Le Chatelier e os fatores que influenciam o estado de Equilíbrio Químico, e conhecer os conceitos do equilíbrio químico na prática. 
METODOLOGIA
1. Influência da temperatura 
Colocou-se uma pequena quantidade de cobre metálico em três tubos de ensaio. Em seguida, na capela, adicionou-se 2 mL de HNO3 concentrado. Tampou-se os tubos assim que começou a sair o gás.
Pegou-se um dos tubos e o colocou em um béquer com gelo. O segundo tubo foi colocado em um béquer com água e o aqueceu com o bico de Bunsen. O terceiro foi deixado em temperatura ambiente. Passando alguns minutos, observou-se a coloração em cada um dos tubos e as comparou.
Depois, esperou-se os tubos, que foi aquecido e o que ficou no gelo, ficarem na temperatura ambiente e anotou-se o ocorrido.
1. Influência da concentração dos reagentes
Pegou-se uma proveta e preparou-se 40 mL de solução de KSCN 0,001 mol/L a partir da solução de KSCN 0,002 mol/L.
Pegou-se essa solução de KSCN diluída e a transferiu para um béquer de 50 mL e adicionou-se 1 mL de solução de FeCl3 0,1 mol/L de forma que a solução ficasse homogenia. Com uma pipeta Pasteur, transferiu-se para 4 tubos de ensaio 4 mL da solução obtida e os enumerou. O primeiro tubo foi reservado como sendo padrão. 
Adicionou-se aos tubos 2,3 e 4, respectivamente: 4 gotas de KSCN 0,10 mol/L; 4 gotas de solução de FeCl3 0,10 mol/L; um pequeno cristal de KCl. Balançou-se os tubos até tornar as soluções homogenias. Comparou-se as colorações de cada tubo e anotou-se os resultados obtidos.
1. Equilíbrio de CrO42- / CrO72-
Pegou-se 2 tubos de ensaio e adicionou-se 2 mL de K2Cr2O7 0,10 mol/L em um dos tubos e no outro, 2 mL de K2CrO4 mol/L. Em seguida, adicionou-se a cada solução, gota a gota, alternadamente, NaOH 1,0 mol/L, até notar mudança de coloração em uma das soluções. Anotou-se a coloração obtida. 
Em seguida, adicionou-se HCl 1,0 mol/L, do mesmo jeito que no NaOH.e anotou-se a coloração obtida. No tubo em que não variou a cor, continuou adicionando HCl 1,0 mol/L até a coloração variar e anotou-se o resultado obtido.
RESULTADOS
1) Influência da temperatura
Após a mistura do cobre metálico (Cu) com o ácido nítrico (HNO3) nos três tubos de ensaio, ocorre uma reação que gera os seguintes reagentes:
Equação balanceada:
3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
O NO, resultante da reação acima, é um gás que ao entrar em contato com o gás oxigênio, presente no tubo ainda aberto, gera, através de uma reação exotérmica, o dióxido de nitrogênio, um gás altamente tóxico de coloração castanha.
Equação balanceada:
2NO + O2 → 2NO2
Este sofre dimerização, isto é, a cada duas moléculas desse gás unidas, uma molécula de tetróxido de dinitrogênio (N2O4) é formada, um gás incolor, gerando um equilíbrio químico entre eles.
Equação balanceada:
NO2(g) ↔ N2O4(g)
Ao colocar os tubos em gelo ou aquece-los, estes ficam submetidos a perturbações, na variação de temperatura, o que irá provocar o deslocamento do equilíbrio a fim de amenizá-la (princípio de Le Chatelier).
O tubo submetido ao resfriamento, sofre uma alteração na coloração ficando quase que incolor. Isso ocorre pois, quando se diminui a temperatura, o deslocamento do equilíbrio é favorecido no sentido da reação exotérmica, neste caso, o sentido direto da reação. Logo, com maior concentração de N2O4, gás incolor, a coloração do tubo tende a ficar incolor.
O tubo submetido ao aquecimento, sofre uma alteração na coloração, deixando-a mais intensa. Isso acontece porque, quando se aumenta a temperatura, favorece o deslocamento do equilíbrio no sentido endotérmico da reação, neste caso o sentido inverso. Logo, com maior concentração de NO2, gás castanho, a coloração tende a ficar mais forte.
Imagem 1. (Tubo 1 submetido ao resfriamento; Tubo 2 modelo; Tubo 3 submetido ao aquecimento.)
Após manter todos os tubos em temperatura ambiente novamente, é possível perceber que todos os tubos voltaram a coloração inicial.
Imagem 2. (Tubos após atingirem a temperatura ambiente.)
2) Influência da concentração dos reagentes no equilíbrio químico
 Após misturar a solução de KSCN 0,001 mol/L, coloração incolor, com a solução de FeCl3 0,1 mol/L, coloração levemente amarelada, ocorre a seguinte reação, resultando em uma solução avermelhada:
Equação balanceada:
FeCl3 + 3 KSCN ↔ Fe (SCN)3 + 3 KCl
Ao adicionar aos tubos KSCN (0,1 mol/L), FeCl3 e um pequeno pedaço de cristal de KCl, estes ficam submetidos a perturbações, na variação de concentração, o que também provocará um deslocamento do equilíbrio a fim de amenizá-la (princípio de Le Chatelier).
Ao adicionar ao tubo 2, 4 gotas de KSCN 0,1 mol/L, ocorre um aumento na concentração de reagentes, pois além de aumentar a quantidade de KSCN presente no equilíbrio, a concentração de KSCN adicionada é 100 vezes maior que a utilizada na reação. Isso faz com que o equilíbrio se desloque em sentido direto, fazendo com que a coloração fique muito intensa.
O tubo 3, adicionando 4 gotas de FeCl3 de mesma concentração do utilizado inicialmente na concentração, faz com que a concentração dos reagentes aumente, causando um deslocamento do equilíbrio no sentido direto, fazendo com que a coloração se intensifique mais.
No tubo 4, com a adição de KCl, ocorre o aumento da concentração dos produtos, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido indireto, fazendo com que a coloração fique menos intensa, devido a coloração dos reagentes.
Imagem 3. (Tubo 1 contendo a solução inicial; Tubo 2. adição de KSCN 0,1 mol/L; Tubo 3. adição de FeCl3; Tubo 4. adição de KCl.)
3) Equilíbrio CrO4 (-2) / Cr2O7 (-2)
Após preparar os tubos de K2CrO4, coloração amarela, e K2Cr2O7, coloração laranja, e adicionar NaOH alternadamente, ocorre a mudança de coloração de apenas um dos tubos.
Tubo 1 (K2Cr2O7) - Cr2O7 (-2) + H2O ↔ 2CrO4 (2-) + 2H+
Tubo 2 (K2CrO4) - 2CrO4 (2-) + H2O ↔ Cr2O7 (-2) + OH-
Esta mudança ocorre somente no tubo 1, pois ao adicionar NaOH, esta reage com o íon H+, retirando-o, e isso faz com que a concentração dos reagentes aumente, deslocando o equilíbrio para os produtos. Com isso a coloração laranja acaba ficando amarelada, por conta do CrO4 (-2) que apresenta essa coloração.
Ao adicionar HCl nos tubos, ocorre a variação na coloração de ambos.
No tubo 1, a adição de HCl aumenta a concentração de H+ presente na solução, e isso faz com que o equilíbrio se desloque no sentido dos reagentes, indireto, deixando a coloração laranja novamente, por conta do Cr2O7 (-2).
No tubo 2, o HCl acaba reagindo com o OH-, retirando-o e aumentando a concentração dos reagentes. Isso faz com que o equilíbrio se desloque em sentido direto, dos produtos, fazendo com que a coloração fique alaranjada, também por conta do Cr2O7 (-2).
 
Imagem 4. (Tubos após a adição de NaOH) Imagem 5. (Tubos após a adição de HCl)
CONCLUSÃO
Conclui-se que o sistema sempre procura encontrar um novo estado de equilíbrio, quando há algumas “perturbações’’, como variação de temperatura, pressão e concentração, a partir do princípio de Le Chatelier, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação de equilíbrio. A partir do experimento de variação da temperatura conclui-se que com o aumento da temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico (de modo que a absorção de calor pela reação venha a minimizar a elevação da temperatura) e com a diminuição da temperatura desloca-se no sentidoexotérmico (de modo que a liberação de calor pela reação venha a minimizar a diminuição da temperatura). Com a variação de concentração também pode- se conclui que adicionando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de consumi-lo (tendendo a minimizar o efeito da adição) e retirando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de recolocá-lo (tendendo a minimizar o efeito da retirada), e nosso terceiro experimento afim de encontrar um equilíbrio iônico, conforme há o consumo de H+ ou OH- a partir de bases e ácidos, equilíbrio ira se deslocar na direção deles, como forma de repor o produto consumido, e quando há o aumento na concentração de H+ ou OH- o equilíbrio se desloca no sentido contrário.