Relatório: Perturbando o equilíbrio

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Universidade Federal de Pernambuco
Centro das Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Fundamental
Experimento Nº 4
Perturbando o equilíbrio
Aluna: Larissa Cavalcante Ribeiro
Turma Q0
Professora: Mariana Cabrera.
Recife, 26 de setembro de 2016.
INTRODUÇÃO
O equilíbrio químico, o estágio na reação química quando já não há tendência para mudar a composição da mistura em reação. Dessa forma, entende-se que todos os equilíbrios químicos são equilíbrios dinâmicos, isto é, com a reação direta e inversa ocorrendo com a mesma velocidade. 1
Em 1884, o químico francês Remi Le Châtelier postulou que um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos de influências perturbadoras, tais como variações de temperatura, pressão e concentração. Assim, surgi o princípio de Le Châtelier, o qual é aplicado a qualquer tipo de equilíbrio dinâmico e pode ser expresso do seguinte modo: “Quando um sistema em equilíbrio é sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se ou adaptar-se, de modo a reduzir o efeito perturbador, restabelecendo a condição de equilíbrio”. 2
EXPERIMENTAL
 MATERIAIS
Os reagentes utilizados foram: C7H8(tolueno, PA), H2O (água destilada), cristais de CrCl3, CoCl2 e de I2. Foram utilizadas as seguintes soluções: AgNO3 (0,1 M), K2CrO4 (0,1 M), N2C2O4 (0,1M), Pb (NO3)2 (0,1 M), KI (0,1 M), HCl (1 M), K2Cr2O7 (0,1 M), NaOH (1 M), BaCl2 (0,1 M), CuSO4 (0,3 M), HCl (concentrado). Os materiais e equipamentos utilizados foram: 11 tubos de ensaio, indicador universal de PH, pipeta graduada com pêra, pipeta de Pasteur bastão de vidro, pegador de madeira béquer com cubos de gelo e um banho-maria digital de quatro bocas.
 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Equilíbrio e solubilidade
“Semelhante dissolve semelhante”
Em três tubos de ensaio coloca-se, em cada, um ml de água destilada e, em seguida, um ml de tolueno, dentro da capela, em cada um dos tubos. Com isso, em cada um dos tubos foi introduzido um tipo de cristal, no Tubo 1, cristais de CrCl3, no Tubo 2, cristais de CoCl2 e no Tubo 3 um cristal de iodo. Logo após, agitou-se os frascos e observou-se o que ocorreu.
Equilíbrio de Solubilidade
Em dois tubos de ensaio colocou-se 20 gotas (1 ml) de AgNO3, em cada. Em seguida, no Tubo 4, colocou-se cromato de potássio e no Tubo 5, oxalato de sódio. E esperou-se a formação do precipitado. Logo após, retirou-se a fase aquosa com uma pipeta de Pasteur e lavaram-se com água destilada esses precipitados até que a fase aquosa ficasse incolor. A partir disso, após as lavagens, no Tubo 4 foi colocado três gotas oxalato de sódio e duas gotas de água destilada. Já no Tubo 5, foi colocado três gotas de cromato de potássio e duas de água destilada. Observou-se o que ocorreu. 
Variação da solubilidade com a temperatura
Em um tubo de ensaio, Tubo 6, colocou-se 20 gotas (1 ml) de Pb (NO3)2, em seguida, colocou-se uma gota de iodato de potássio, esperou-se a formação do precipitado. E, em seguida, colocou-se, com auxílio da pinça de madeira, em banho-maria por, em média, 5 mim. Esperou-se o resfriamento e analisou-se o ocorrido.
O princípio de Le Châtelier
Equilíbrio cromato-dicromato
Em quatro tubos de ensaio, no Tubo 7 foram colocadas 20 gotas (1 ml) de cromato de potássio, em seguida, uma gota de HCl (1M), após isso, uma gota de NaOH. No Tubo 8 colocou-se 20 gotas (1 ml) de dicromato de potássio, uma gota de HCl (1 M) e uma gota de NaOH. Em outro tubo, Tubo 9, 40 gotas (dois ml) de BaCl2 foram colocadas, logo após, 1 gota de cromato de potássio e depois uma gota de HCl. Em um último tubo, Tubo 10, 40 gotas (dois ml) de BaCl2 foram colocadas, em seguida, uma gota de dicromato de potássio e após isso uma gota de NaOH. Foi observado o que ocorreu em cada um dos tubos após a adição de cada uma das substâncias.
Equilíbrio com o íon cobre
No Tubo 11, foram colocadas 20 gotas (um ml) de sulfato de cobre, em seguida, colocou-se HCl (concentrado) e depois algumas gotas de água destilada. Após isso, o tubo, com auxílio da pinça de madeira, foi colocado em banho-maria por, aproximadamente, cinco mim. Esperou-se o resfriamento, observou-se o que ocorreu e depois foi posto em uma badeja com gelo na geladeira. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
3.1. Equilíbrio e solubilidade
a) “Semelhante dissolve semelhante”
Pode-se perceber que o iodo (Tubo 3) foi o único que se solubilizou no tolueno fazendo o mesmo ficar na cor rosa forte, isso demonstra que o mesmo é apolar. Isso se dá pelo fato dele ter dois átomos de mesma eletronegatividade o que não gera dipolos, por conseguinte, torna a molécula apolar, sendo a mesma dissolvida em substâncias apolares. Já os cristais de cloreto de cromo (Tubo 1) e os de cloreto de cobalto (Tubo 2) se solubilizaram em água, ficando a mesma na cor verde claro no Tubo 1 e rósea no Tubo 2, isso demonstra que os mesmos são polares. Isso ocorre pelo fato dessas moléculas terem momento dipolar diferente de zero, isto é, tem átomos diferentes, assim, provocando uma diferença de eletronegatividade. Dessa forma, isso pode ser visto na Figura 1.
Figura 1. Tubos 1, 2, 3 da direita para a esquerda
Observação: Como a densidade do tolueno é 887 kg/m3 e a da água destilada é de 1000 kg/m3.1 O tolueno, por ser imiscível em água e menos denso fica “em cima” da água.
Equilíbrio de Solubilidade
Inicialmente percebeu-se no Tubo 4, após a adição de cromato de potássio, que a solução adquiriu um tom avermelhado e formou-se rapidamente um precipitado vermelho, já no Tubo 5, após a adição de oxalato de sódio, houve a formação de um precipitado branco e a solução ficou esbranquiçada. Após as lavagens e as adições de oxalato no Tubo 4 e cromato no Tubo 5. Verificou-se que houve uma inversão de cores, no Tubo 4 a solução ficou turva e o precipitado, predominantemente, vermelho, porém ao se colocar contra luz pode ser observado alguns cristais brancos. Em contrapartida no Tubo 5, os cristais ficaram vermelhos e a solução amarelada. Isso pode ser visto na Tabela 1 e nas Figuras 2 e 3.
	Tubos
	Cor do precipitado
	Cor da solução
	Nova cor do precipitado 
	Nova cor da solução
	Tubo 4 (cromato início)
	Vermelho
	Avermelhada
	Vermelho (cor predominante) e branco
	Turva
	Tubo 5 (oxalato início)
	Branco
	Turva, esbranquiçada
	Vermelho 
	Amarelada
 Tabela 1. Comparação da cor do precipitado e da solução em diferentes tubos
Figura 2. Tubo 4 e 5 da direita para a esquerda, fase inicial
Figura 3. Tubo 4 e 5 da esquerda para direita, após a lavagem e adição dos íons invertidos
Variação da solubilidade com a temperatura
Pb (
NO
3
)
2 (aq)
 + 2 KI 
(aq)
 ↔ PbI
2(s)
 ↓ + 2 KNO
3(aq)
Incolor Amarelo Inicialmente, percebe-se uma precipitação e há uma mudança de cor solução para amarelo. Após o banho-maria, a reação volta à coloração inicial de seus reagentes (incolor), isto é, houve um deslocamento da reação no sentido inverso. E percebe-se, com o resfriamento do tubo, que cristais dourados são formados cada vez mais com o passar do tempo, ou seja, a reação direta libera calor e com o resfriamento o equilíbrio se desloca para a direita. Isso pode ser observado através da Reação 1. 
Reação 1: Equilíbrio exotérmico do chumbo
3.2. Princípio de Le Châtelier
a) Equilíbrio cromato-dicromato
Em uma primeira parte, foi adicionado ácido clorídrico e nos dos tubos observou-se a mesma coloração laranja, com isso, depois foi colocado hidróxido de sódio e os dois tubos ficaram com a mesma coloração, porém agora, amarelos. As cores observadas e os respectivos PHS podem ser observados na Tabela 2.
	Tubos
	Cor inicial
	Cor com HCl
	PH da solução com HCl
	Cor com NaOH
	PH da solução com NaOH
	Tubo 7 (cromato)
	Amarela
	Laranja
	4
	Amarelo
	12
	Tubo 8 (dicromato)
	Laranja
	Laranja
	1
	Amarelo
	11
Tabela 2. Comparação de coloração e pH das soluções com NaOH e HCl
Em uma segunda parte, no Tubo 9 foi observada, inicialmente, uma solução turva e a formação de umprecipitado. Já no Tubo 10, de início, foi observada uma solução de cor amarela e não houve formação de precipitado. Após a adição de íons H+ provenientes do HCl no Tubo 9 observou-se uma mudança na coloração da solução de turva para amarela e o desaparecimento do precipitado. Já no Tubo 10 com a adição de íons OH- advindos do NaOH a solução ficou turva e formou-se um precipitado, isso pode ser explicado pelo equilíbrio dois íons cromato-dicromato.
b) Equilíbrio com o íon cobre
Nesse experimento, foi observado que ao se colocar íons Cl-, provenientes do HCl (concentrado), torna a solução verde já com a adição de água destilada a solução ficou azul, em seguida, com um banho-maria a 85 ºC torna-se verde novamente e com o banho de gelo, ficou azul novamente. Esses dados podem ser vistos na Tabela 3.
	Perturbadores de sistema
	HCl (concentrado)
	Água destilada
	Calor (banho-maria)
	Frio (Banho de gelo)
	Coloração
	Verde
	Azul
	Verde
	Azul
Tabela 3. Colorações da solução após cada perturbação de sistema
CONCLUSÕES
 Equilíbrio e solubilidade
“Semelhante dissolve semelhante”
Fica claro, portanto, que a água dissolve os cristais dos cloretos de crômio e de cobalto. Provando que os cloretos, na maioria das vezes são solúveis em água. Já o cristal de iodo (I2) é umas das exceções a regra de que os iodetos são solúveis, e se dissolve no tolueno. 
Equilíbrio de solubilidade
Assim, percebe-se que a solução é reversível. Pois, após a lavagem do Tubo 4, observou-se que a cor do precipitado Tubo 5 verificou-se que o precipitado que era branco tornou-se vermelho. Isso se dá pelo fato dos íons oxalato terem sido substituídos pelos íons cromato, os quais formam um precipitado na cor vermelha. Isso pode ser explicado através das reações a seguir:
 
Reação 1: 2
AgNO
3
(aq) 
+ K
2
CrO
4
(aq) 
→ Ag
2
CrO
4(s) 
↓ + 2 KNO
3
(aq)
 
 Vermelho
Reação 
2:
 
AgNO
3
(aq) 
+ Na
2
C
2
O
4(aq) 
→ Ag
2
C
2
O
4(S) 
↓ + NaNO
3(aq)
 Branco
Variação da solubilidade com a temperatura
O aquecimento favoreceu a reação inversa, constatando assim, devido ao princípio de Le Châtelier, que a reação direta é exotérmica.
 Princípio de Le Châtelier
Equilíbrio cromato-dicromato
CrO
4
2-
 + H
+
 ↔ Cr
2
O
7
2-
 + H
2
O
Amarelo Laranja 
 A partir desse equilíbrio, no Tubo 7, com a adição de íons H+ advindos do HCl o equilíbrio se desloca para a direita produzindo, assim, íons dicromato, portanto, deixando a solução laranja e seu PH ácido. Já com a adição de íons OH- provenientes do NaOH o equilíbrio se desloca para a esquerda, pois os íons H+ estão sendo neutralizados pelos íons OH-, assim, há uma maior produção de íons cromato, por conseguinte, tem-se a coloração amarela novamente e um PH básico. Em contrapartida, no Tubo 8, com a adição de íons advindos do HCl o equilíbrio se desloca para a direita produzindo assim uma maior quantidade de íons dicromato, dessa forma, a solução continua laranja e um PH ácido. Já com a adição de íons OH- provenientes do NaOH o equilíbrio se desloca para a esquerda, pois os íons H+ estão sendo neutralizados pelos íons OH-, assim, há uma maior produção de íons cromato, por conseguinte, tem-se uma coloração amarela e o PH básico. Isso pode ser observado através da Reação 2.
Reação 2. Equilíbrio cromato-dicromato
Na segunda parte do experimento, sabemos que a adição de HCl a solução amarela de CrO42- favorece a formação de Cr2O7 2-. Ao adicionarmos o ácido à solução com precipitado, vimos que o precipitado foi desaparecendo aos poucos. Isso aconteceu porque quando íons Ba2+ em solução aquosa entram em contato com íons CrO42-, há a formação de um sólido insolúvel, o cromato de bário (BaCrO4). Ao favorecermos a formação do Cr2O72-, diminui-se a disponibilidade do CrO42- para formar o sólido e, por isso, o precipitado vai desaparecendo e tendo-se menos precipitado formado nesse tubo. Isso pode ser compreendido através das Reações 3 e 4. 
BaCl
2(aq)
 + K
2
CrO
4(aq)
↔ BaCrO
4(s) 
↓ + 2 KCl
BaCl
2(aq)
 + K
2
Cr
2
O
7(aq)
 ↔ BaCr
2
O
7(s) 
↓ + 2 KCl
 AmareloReação 3: Cloreto de bário e cromato de potássio formando cromato de bário
Reação 4: Cloreto de bário e dicromato de potássio formado dicromato de bário
Equilíbrio com o íon cobre
Cu (
H
2
O)
4(aq) 
2+
 + Cl
-
(aq)
 ↔ CuCl
4(aq)
2-
 + 4 H
2
O
(l)
Azul VerdeEntende-se, que isso se dá pelo Princípio de Le Châtelier, perturbação do equilíbrio, através da reação 5, percebe-se que inicialmente os íons Cl-, ao serem adicionados, deslocam o equilíbrio para a direita, por isso a solução ficou verde. Na próxima situação com água destilada, ocorre o inverso o equilíbrio é deslocado para a esquerda, portanto, uma solução azul. Com a adição de calor percebeu-se que a reação deslocou-se para a esquerda, assim, a reação direta e endotérmica o que, também, explica o fato que ao se colocar em um banho de gelo, ela torna-se azul novamente, pois a reação inversa é exotérmica. Segundo a reação a seguir:
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Atkins, P, Princípios de Química – questionando a vida e o meio ambiente, 5ª edição, Ed. Bookman, 2011.
Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.
B.M.Mahan e R.J.Myers - Química - Um Curso Universitário. 
QUESTÕES
O calor é um dos componentes da reação. Por exemplo: Reagentes + Calor → Produtos. Então quando se adiciona calor ao sistema, o equilíbrio tende a se deslocar para a reação endotérmica, para consumir o calor excessivo.
Um pouco de NaCl irá precipitar. Porque ao se adicionar HCl neste equilíbrio:
NaCl(s)  Na+ (aq) + Cl-(aq)
Assim, a adição de Cl- irá deslocar o equilíbrio no sentido de formação do NaCl(s), segundo o principio de Le Châtelier.
O produto de solubilidade não indica, necessariamente, qual soluto é mais solúvel em um solvente. Para isso precisamos saber quanto do soluto, isto é, sua concentração é dissolva no solvente. E para isso é preciso encontrar a solubilidade molar dos dois íons e compará-los. Para isto, utiliza-se a fórmula da KPS (constante produto de solubilidade), assim, pode-se encontrar o valor da concentração do íon carbonato (X = 9,3 x10-5) e do íon fluoreto (Y =4,4 x 10-4). Portanto, como Y > X e o fluoreto é mais solúvel em água do que o carbonato.