Quimica experimental ufmg equilibrio quimico

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Equilíbrio químico
Química experimental

UFMG, ICEx Av. Antônio Carlos 6627 - Pampulha 

CEP 31270-010 | Belo Horizonte - Minas Gerais – Brasil
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Introdução
Um 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. Ao menos, teoricamente,toda reação química ocorre nos dois sentidos: reagentes se transformando em produtos e produtos se transformando em reagentes. Essas reações nas quais o processo ocorre tanto na direção direta quanto na direção inversa são chamadas de reversíveis.
Levando em consideração uma reação genérica:
aA + bB ⇄ yY + zZ
A constante de equilíbrio químico é dada pela equação
Kc= [Y]y. [Z]z[A]a.[B]bPara se chegar nessa equação é necessário considerar a velocidade tanto da reação direta quanto da reação inversa, que ao serem igualadas obtém-se a constante que é dada pela multiplicação da concentração das espécies dos produtos (cada um elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) dividido pela multiplicação da concentração das espécies dos reagentes (cada uma elevada ao seu respectivocoeficiente estequiométrico)
O estado de equilíbrio de uma reação química pode ser alterado por fatores como: concentração dos reagentes e dos produtos, temperatura e pressão. Essa alteração é explicada pelo Princípio de Le Chatelier: “Se for imposta uma alteração de concentração ou de temperatura a um sistema em equilíbrio, a composição do sistema ira deslocar no sentido de contrariar aalteração a que foi submetido.
Objetivo
Analisar um sistema que se encontra em equilíbrio químico a fim de verificar experimentalmente o princípio de Le Chatelier.

Procedimentos e restultados:
Procedimento 1

Estudo do equilíbrio do sistema:

2 CrO4-2(aq) + 2 H+(aq) ⇄ Cr2O7-2(aq) + H2O(l)

Esse sistema foi escolhido pela fácil observação do deslocamento devido à diferença de cor do íon CrO4-2(amarelo) e do íon Cr2O7-2 (alaranjado). Deve-se notar que mesmo predominando a cor amarela (o que mostra maior concentração de íons CrO4-2) pode existir pequena quantidade de íon Cr2O7-2 e vice-versa.

No suporte foram colocados 3 tubos de ensaio. Em dois deles foram colocados aproximadamente 2ml de K2Cr2O7 0,05 mol.L-1 (laranja) e no outro foi colocado cerca de 2ml de K2CrO4 0,05 mol.L-1(amarelo).
Foram feitas as reações especificadas abaixo e os resultados (variações macroscópicas) foram anotados.

Tubo 1: Em um tubo que continha o íon Cr2O7-2 em excesso, foi adicionado 0,5 ml ( 10 gotas aproximadamente da solução de NaOH 1 mol.L-1. A cor da solução foi comparada com a dos outros três tubos. Ao mesmo tubo foi adicionado 1mL de HCl 1 mol.L-1. O tubo foi agitado e novamentecomparado com os outros dois tubos.

Tubo 2: No tubo que continha o íon CrO4-2 em excesso, foram adicionados 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 mol.L-1. O tubo foi agitado e esperou–se a formação de um precipitado.

Tubo 3: No tubo que continha o íon Cr2O7-2, foram adicionados 2 gotas de solução de Ba(NO3)2
0,5 mol.L-1.

Resultados, discussão e conclusão do procedimento:

No tubo 1, quando seadicionou NaOH a solução se torna amarela, pois houve formação do íon CrO4-2, comprovada pela equação do experimento, a formação desse íon se deve ao deslocamento do equilíbrio no sentido inverso, pois, ao adicionar uma base, a concentração de H+ diminui, o que leva o sistema a aumentar essa concentração, consequentemente, a concentração de CrO4-2 também aumentará. Posteriormente, ao adicionar HCla este tubo o equilíbrio foi deslocado no sentido direto pois a concentração de H+ em meios ácidos é alta, assim o sistema tende a diminuir essa concentração, então íons de CrO4-2 são consumidos formando íons Cr2O7-2 então a solução se torna laranja mas com uma menor intensidade, pois a concentração de íons Cr2O7-2 é menor visto que o sistema ficou um pouco diluído.

No tubo 2, contento...
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