Prática equilibrio químico

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Prática equilibrio químico

  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DE PELOTAS CENTRO DE CIÊNCIAS QUÍMICAS, FARMACÊUTICAS E DE ALIMENTOS CURSO DE FARMÁCIA DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL PROFª. DRª KATIÚCIA DAIANE MESQUITA Equilíbrio Químico – Reações Reversíveis Diego Simões Vanessa Rodrigues PELOTAS 2014
  2. 2. 1. OBJETIVO Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos através de reações reversíveis e indicar que fatores podem influenciar nesse equilíbrio. 2. INTRODUÇÃO Existem reações químicas em que ocorrem em dois sentidos, ou seja, são reversíveis, em maior ou menor extensão. No início do processo de reversão, a reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e, por isso, se dá a formação dos produtos. Mas, em seguida que se formam moléculas do produto, começa a ocorrer a reação inversa, simultaneamente. Essa tendência faz com que, depois de decorrido determinado tempo, em que as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar, ocorra o equilíbrio químico. Todos os sistemas em equilíbrio químico possuem a característica de serem dinâmicos, cujas reações químicas ocorrem na mesma velocidade na formação dos produtos (sentido direto) e na formação dos reagentes (sentido inverso), mantendo suas concentrações constantes. 3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Experimento 1 - Equilíbrio químico entre N2O4(g) e NO2(g) 3.1.1 Materiais - 2 fios de cobre (aproximadamente 1 cm de comprimento cada); - 1,5 mL de ácido nítrico concentrado; - Erlenmeyer com tampa; - Pipeta graduada;
  3. 3. - 2 Beckeres; - Pipeta de Pasteur com pipetador de borracha; - Tenaz; - Água aquecida; - Banho de gelo. 3.1.2 Métodos Colocou-se, no Erlenmeyer, os 2 (dois) pedaços de fio de cobre e, em um dos Beckeres, 150 mL de água, que foi submetida a um aquecedor. Com o auxílio da pipeta, adicione-se, aproximadamente, 1,5 mL de ácido nítrico concentrado em um Becker. Do Becker, com o auxílio do conta-gotas, adicionou-se 20 gotas de ácido nítrico concentrado no Erlenmeyer contendo o cobre. Tampou-se o Erlenmeyer até forma-se o gás. No Becker com a água aquecida (sem atingir o ponto de fervura), colocou-se o Erlenmeyer, por alguns instantes, e observou-se. Do Becker, colocou- se o Erlenmeyer, com o auxílio de uma tenaz, no banho de gelo, e observou-se. Experimento 2 – Equilíbrio químico do Íon Complexo CoCl2 3.2.1 Materiais - 1 tubo de ensaio - 1 estante para tubos - CoCl2(s) - 1 espátula pequena - Solução aquosa de HCl (P.A.) - 1 pipeta de Pasteur com pipetador de borracha; - 1 tenaz de madeira; - 1 Becker; - Água aquecida; - Banho de gelo.
  4. 4. 3.2.2 Métodos Com o auxílio da espátula, adicionou-se CoCl2 ao tubo de ensaio (o conteúdo da ponta da espátula, somente). Observaram-se as características do sal e anotou-se. Após, adicionou-se HCl ao conteúdo do tubo de ensaio, com o auxílio da pipeta de Pasteur e agitou-se, até solubilizar (cerca de 10 gotas). Observou-se a coloração adquirida e anotou-se. Depois, adicionou-se ao conteúdo do tubo de ensaio 20 gotas de água destilada. Observou-se a coloração adquirida e anotou-se. No Becker com a água aquecida, com o auxílio da tenaz de madeira, colocou-se o tubo de ensaio, após determinado tempo, observou-se a coloração e anotou-se. Retirando-se o tubo de ensaio da água aquecida, colocou-se no banho de gelo. Observou-se a coloração e anotou-se. 4. RESULTADOS E DISCUSSÃO Equilíbrio entre N2O4(g) e NO2(g) 3 Cu0 (s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) 2 NO2(g) N2O4(g) Coloração MARROM INCOLOR ΔΗ<0 (R. Exotérmica) Equilíbrio químico do Íon Complexo CoCl2 Co(H2O)2+ 6(aq) + 4Cl- (aq) CoCl2- 4(aq) + 6H2O(l) Coloração ROSA Coloração AZUL ΔΗ>0 (R. Endotérmica)
  5. 5. 5. CONCLUSÃO Nos dois sistemas, o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor, ou seja: No aumento da temperatura, a reação endotérmica é favorecida. Na diminuição da temperatura, a reação exotérmica é favorecida. No que se refere ao equilíbrio químico, após determinado tempo, ele se estabelece, onde se pode observar que a velocidade e as concentrações das reações tornam-se, novamente, constantes. O químico francês Henri L.L. Chatelier (1850-1936), após seus estudos sobre equilíbrios químicos propôs, em 1888, o Princípio de Le Chatelier, que estabelece: “Quando um sistema em equilíbrio sofrer algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”. No caso do equilíbrio iônico, a água causa a ruptura das moléculas, originando os íons. Com isso, a medida que os íons vão se formando, vai ocorrendo o inverso, o que causa, por isso, a associação desses íons. Atingido o equilíbrio, os fenômenos da ionização e da associação ocorrem com a mesma velocidade, de modo que as concentrações em quantidade de matéria não se alteram mais.
  6. 6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 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 Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006. 3 Sardella, A. Química: Série Novo Ensino Médio. 4ª Ed., Ática, São Paulo, 2001.

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