UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PROFESSORA: FERNANDA SANTOS CARVALHO DOS ANJOS
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO “Equilíbrio químico”
Aluno: Caroline Carvalho Machado Turma: CB Data: 27/08/2013
Juazeiro – Bahia
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA
O equilíbrio de solubilidade designa o equilíbrio químico que existe entre uma formação de estrutura sólida e os seus íons em solução. A dissolução e a precipitação dos compostos são fenômenos que ocorre tanto em nós como ao nosso redor. A precipitação de determinados sais nos rins produz pedras. A Água da terra contém sais dissolvidos, à medida que a água passa pelo subsolo. Com as condições de equilíbrio de solubilidade podem-se fazer suposições sobre resultados quantitativos a respeito da quantidade de alguns compostos que se dissolverão. Podem-se usar os equilíbrios para fazer a análise dos fatores que afetam a solubilidade. Na solubilidade existe uma constante de produto que é o k ps, a equação de equilíbrio: BaSO4(s) → Ba2+(aq) + SO42-(aq) Em virtude dessa equação de equilíbrio descrever a dissolução de um sólido, a constante de equilíbrio que indica quão solúvel o sólido é em água, chamada constante de solubilidade. Entretanto, os sólidos, os líquidos e os solventes não aparecem nas expressões da constante de equilíbrio para equilíbrios heterogêneos, de forma que a solubilidade do produto é igual ao produto da concentração dos íons envolvidos no equilíbrio de cada um, elevado à potência de seu coeficiente na equação de equilíbrio. k ps = [Ba2+][SO42-] Ainda que [BaSO4] seja excluído da expressão da constante de equilíbrio, um pouco de BaSO4(s) não dissolvido deve estar presente para que o sistema esteja em equilíbrio. Em geral, a constante do produto de solubilidade (k ps) é a constante de equilíbrio que existe entre um produto sólido iônico e seus íons em uma solução aquosa saturada. É importante distinguir cuidadosamente solubilidade e constante do produto de solubilidade. A constante do produto de solubilidade (k ps) é a constante de equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada. A solubilidade de uma substância pode variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam.
O fator que pode afetar a solubilidade de uma substância é a temperatura, mas também a presença de outros solutos. A presença de um ácido, por exemplo, pode ter importante influência na solubilidade de certas substâncias. A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum, ou seja, a adição de Ca 2+ ou F- desloca o equilíbrio, diminuindo a solubilidade na equação: CaF2(s) → Ca2+(aq) + F-(aq) A solubilidade de qualquer substância cujos ânions seja mais básico será afetada em alguma extensão pelo pH da solução. A solubilidade de quase todos os compostos iônicos é afetada quando a solução se torna suficientemente ácida ou básica. A solubilidade de sais ligeiramente solúveis contendo ânions básicos aumenta à medida que o pH é diminuído. Quanto mais básico o ânion, mais a solubilidade é influenciada pelo pH. Os ânions de ácidos fortes não são afetados pelas variações. Segundo o princípio de Le Chatelier se 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 a neutralizar o efeito de distúrbio. Le Chatelier avaliou a variação nas concentrações de reagentes e produtos que é fazer com que um sistema químico que esteja em equilíbrio e for adicionada uma substância (um reagente ou um produto), a reação se deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova no sentido que formar mais daquela substância. O efeito da variação de pressão de acordo com Chatelier mantendo a temperatura constante faz com que havendo uma redução do volume de uma mistura gasosa em equilíbrio o sistema se desloca no sentido de reduzir o número de moléculas de gás. No efeito das variações de temperatura, quando ela aumenta, é como se tivéssemos adicionado um reagente ou um produto ao sistema em equilíbrio. O equilíbrio deslocase no sentido que consome o excesso de reagente (ou produto). Para o efeito de catalisador ele aumenta a velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura no equilíbrio. O valor da constante de equilíbrio para uma reação não é afetada pela presença do catalisador.
2. OBJETIVOS Verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do estudo de sistemas nos quais ocorre variação de concentração de reagentes.
3. PARTE EXPERIMENTAL A) EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE Foi colocado 1 mL de AgNO 3 a 0,1M em um tubo de ensaio e aos poucos foi-se acrescentando uma solução de cromato de potássio (K 2CrO4) 0,1M até que o precipitado se formasse por completo e o sobrenadante decantasse. Então se lavou o precipitado com água até que a fase aquosa permanecesse incolor. Em outro tubo de ensaio foi colocado 1 mL de AgNO 3 a 0,1M e aos poucos foi-se acrescentando uma solução de ácido oxálico (H 2C2O4) 0,1M. Então se lavou o precipitado o mesmo número de vezes que a solução anterior. Foram adicionadas 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo contendo o precipitado formado entre prata e oxalato e observou se os íons cromato substituíram os íons oxalato nas condições presentes. Do mesmo modo, adicionou-se ácido oxálico ao precipitado de cromato de prata, misturando bem.
B) O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Foi colocado cerca de 1 mL de cromato de potássio 0,1M em um tubo de ensaio. Então, foi adicionada uma gota de ácido clorídrico (HCl) 1M. O processo foi repetido para o dicromato de potássio (K 2Cr 2O7). Foi adicionado hidróxido de sódio (NaOH) 1M a cada tubo. Então, foi verificada a reversibilidade das soluções através da adição sucessiva de HCl e NaOH. Foram colocados 2 mL de cloreto de bário (BaCl 2) 0,1M em um tubo de ensaio e adicionou-se cromato de potássio gota a gota até que não houvesse mais a formação de precipitado. Da mesma forma foi adicionado dicromato de potássio em outro tubo de ensaio contendo a mesma quantidade cloreto de bário. Então foi adicionado 1mL de ácido clorídrico ao sistema BaCl 2/ K 2CrO4 e 1 mL de NaOH ao sistema BaCl 2/K 2Cr 2O7.
Foi colocado 1 mL de uma solução de 0,3M de sulfato de cobre (CuSO 4). Aos poucos foi acrescentando uma solução de ácido clorídrico (HCl) concentrado, provocando uma mudança de cor. Após completar a mudança de cor, preparou-se a adição da solução de ácido clorídrico. Então foi adicionada água suficiente para que a solução voltasse a sua coloração original. Após isso, colocou-se o tubo de ensaio em um béquer com água fervendo e observou-se a cor depois de transcorridos cinco minutos. O tubo de ensaio foi então transferido para um tubo de gelo e observou-se sua coloração após cinco minutos.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO A) EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE A solução de AgNO 3 se apresentava inicialmente incolor, quando misturada a 26 gotas da solução de K 2CrO4 manteve sua coloração original, porém com a formação de um precipitado de cor vermelha bem escura, que é um dos produtos da reação entre essas duas substâncias (Ag 2CrO4 – Cromato de prata). 2AgNO3(aq) + K 2CrO4(aq) → Ag2CrO4(s) + 2KNO3(aq) A partir da equação: k ps = 2[Ag+] . [CrO42-] Obtém-se o produto de solubilidade do cromato de prata, que vale 1,2 × 10 -12. A mesma solução de AgNO 3, quando misturada à 31 gotas de ácido oxálico (H 2C2O4), também manteve sua coloração original, apresentando a formação de um precipitado de cor branca, que é um dos produtos da reação entre essas substâncias (Ag 2C2O4 – Oxalato de prata). 2AgNO3(aq) + H2C2O4(aq) → Ag2C2O4(s) + 2HNO3(aq) A partir da equação: k ps = 2[Ag+] . [C2O42-] Obtém-se o produto de solubilidade do oxalato de prata, que vale 3,5 × 10 -11. Após lavar cada precipitado 3 vezes. Adicionou-se 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo de ensaio contendo oxalato de prata, a solução se apresentou
incolor com formação de precipitado vermelho escuro, semelhante a cor do cromato de prata, mostrando que os íons cromato substituíram os íons oxalato nesta solução. Do mesmo modo foram adicionadas 3 gotas de ácido oxálico e 2 gotas de água ao tubo de ensaio que continha o cromato de prata. Formou-se uma solução amarelada com o precipitado mantendo sua cor inalterada, o que mostra que os íons oxalato não substituíram os íons cromato nesta solução. Geralmente o composto de maior k ps será o mais solúvel, mas o k ps varia para dependendo da concentração.
B) O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Foi usado primeiramente dois tubos de ensaio, um com cromato de potássio 0,1M e outro com dicromato de potássio 0,1M. 2CrO42- + 2H+ ↔ Cr 2O72- + H2O Cr 2O72- + 2OH- ↔ 2CrO42- + H2O Adicionou-se 4 gotas de HCl aos tubos. O tubo que continha cromato de potássio (inicialmente de cor amarela) mudou sua coloração para alaranjada, mostrando que em meio ácido, com a adição de um novo reagente, o equilíbrio dessa reação tende para o lado dos produtos, numa tentativa de restabelecer o equilíbrio, adquirindo a coloração do dicromato de potássio (um dos produtos da reação). Já o tubo que continha dicromato de potássio manteve a coloração alaranjada, mesmo com a adição do ácido. Em seguida adicionou-se 4 gotas de NaOH ao tubos. O primeiro tubo (que inicialmente continha cromato de potássio) retornou a sua coloração original após a adição da base, mostrando que em meio básico o equilíbrio desta reação tenderá para o lado do cromato de potássio e retornará ao estado original. O tubo que continha dicromato de potássio (inicialmente de cor alaranjada) mudou sua coloração para amarelada, mostrando que em meio básico o equilíbrio dessa reação tende para o lado dos produtos, numa tentativa de restabelecer o equilíbrio, adquirindo a coloração do cromato de potássio (um dos produtos da reação). Adicionando HCl ao tubo que continha originalmente o dicromato de potássio é possível observar que ele retorna a sua coloração original mostrando que em meio ácido o equilíbrio desta reação tenderá para o lado do dicromato de potássio e retornará ao estado original.
Na próxima parte do experimento foram adicionados 2 mL de BaCl 2 (inicialmente incolor) em dois tubos de ensaio . No primeiro foram adicionadas 15 gotas de cromato de potássio (alterando a coloração para amarelo) e no segundo 22 gotas de dicromato de potássio (alterando a coloração para laranja), parando a formação de precipitado em ambas as reações. Ao sistema BaCl 2/ K 2CrO4 em equilíbrio, ao adicionar ácido clorídrico, o sentido deslocou da esquerda para a direita, no sentido de produzir mais dicromato. 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) ↔ Cr 2O72-(aq) + H2O(l) Ao adicionar hidróxido de sódio ao equilíbrio BaCl 2/K 2Cr 2O7, o sentido da reação deslocou de forma a produzir mais cromato, conforme diz o princípio de Le Chatelier. Cr 2O72-(aq) + 2OH-(aq) ↔ 2CrO42-(aq) + H2O(l)
Na última parte do experimento, foi colocado em um tubo de ensaio 1 mL de uma solução de sulfato de cobre (CuSO 4 – inicialmente de cor azul clara). Com a adição de HCl concentrado, a solução mudou sua cor para verde. Em seguida adicionou-se água até a solução voltar a sua coloração original. Ao colocar o tubo na água fervendo a solução volta para a cor verde. Ao colocar no tubo de gelo sua coloração voltou ao azul original do sulfato de cobre. Portanto a reação é endotérmica.
5. CONCLUSÕES O método utilizado para observação da solubilidade de várias substâncias em solventes de características distintas foi eficiente visto que se pode verificar que as substâncias apolares dissolvem em substâncias apolares e substâncias polares dissolvem em substâncias polares. Pôde-se concluir que um aumento da concentração de uma das substâncias participantes de um sistema deslocará o equilíbrio no sentido da reação em que tal substância é consumida verificando-se assim o princípio de Le Chatelier que ocorre quando um sistema em equilíbrio recebe perturbações do meio externo.
6. REFERÊNCIAS
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice Hall, 2005. ATIKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna. 5 ed. Bookman, 2011.
7. QUESTÕES 1- Quando se fala na solubilidade de compostos químicos é onde se estuda o momento qualitativo do processo de uma dissolução para expressar quantitativamente a concentração das soluções onde a solubilidade de uma substância depende da natureza do soluto e do solvente onde envolve a temperatura e a pressão do sistema. 2- Equilíbrio cromato-dicromato. 2CrO42- + 2H+ ↔ Cr 2O72- + H2O Cr 2O72- + 2OH- ↔ 2CrO42- + H2O Equilíbrio BaCl2/ K 2CrO4 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) ↔ Cr 2O72-(aq) + H2O(l) Equilíbrio BaCl2/K 2Cr 2O7 Cr 2O72-(aq) + 2OH-(aq) ↔ 2CrO42-(aq) + H2O(l) 3- Quando uma solução que contém um íon já existente na outra solução, acontece o efeito do íon comum onde esse efeito é o deslocamento que ocorre no equilíbrio químico de uma reação reversível.
