RELATÓRIO - QUÍMICA
Por: Natália Rodrigues • 15/3/2016 • Relatório de pesquisa • 1.152 Palavras (5 Páginas) • 664 Visualizações
Equilíbrio Químico
Engenharia de Controle e Automação, 1 Semestre e 01 5QAEN-NT5
Natália Rodrigues dos Santos
Professor: Angela Costa Disciplina: Química Aplicada a Engenharia
Resumo: O experimento realizado em laboratório tem como função estudar o conceito de equilíbrio químico a partir do equilíbrio do cromato-dicromato, verificando a influencia da concentração no deslocamento do equilíbrio.
Palavras-chave: Equilíbrio, concentração, cromato-dicromato.
- Introdução
Em uma reação química, descrevemos a mesma no sentindo em que os reagentes estão sendo transformados em produtos:
aA+bB → cC+ dD
Porém, os produtos possuem a capacidade de se transformarem em reagentes, se considerarmos o sentido inverso:
cC+ dD → aA+ bB
Quando essas transformações estiverem ocorrendo, haverá o alcance de um estado de menor energia, chamado de equilíbrio químico.
O equilíbrio químico é o momento da reação em que não ocorre mais a tendência a mudar a composição da mistura da reação, portanto, as concentrações em um sistema fechado não tendem a mudar. Quando uma reação atingir o equilíbrio, as velocidades no sentido da formação de produtos e no sentindo da decomposição são iguais, e a composição da mistura de reação é constante.
aA + bB ↔ cC + dD
O equilíbrio químico pode ser representado quantitativamente através da constante de equilíbrio (Ke):
Ke= [C]c .[D]d
[A]a . [B]b
Onde A, B, C e D (mol L-¹) representam reagentes e produtos e a, b, c e d (mol L-¹) os respectivos coeficientes estequiométricos.
Se uma reação química está em equilíbrio, a mesma tenderá a permanecer nesse estado, mas se não estiver em equilíbrio, a reação tenderá a alcança-lo, este é o principio de Le Chatelier. O principio descreve a busca do sistema em se reajustar, buscando eliminar os efeitos de qualquer perturbação que afete um sistema em equilíbrio.
- Experimento
Para este experimento foi utilizado os seguintes materiais e reagentes:
Vidrarias e Diversos: Tubos de ensaio, proveta de 10 mL ou pipeta volumétrica de 5mL, conta-gotas ou frascos conta-gotas, béqueres de 50mL.
Reagentes e Soluções: Soluções de cromato de potássio (K2CrO4) 1,0 mol L-¹, ácido clorídrico (HCL) 6,0 mol L-¹, hidróxido de sódio (NaOH) 6,0 mol L-¹, cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol L-¹.
O experimento consiste em acompanhar as mudanças em sistema em equilíbrio, observando as alterações do meio reacional, como a cor. Neste experimento, os íons cromato (CrO4²-) são amarelos em solução aquosa, enquanto os íons dicromato (Cr2O7²-) são alaranjados e a extensão em que a espécie é extensão em que uma espécie é convertida em outra depende do pH. Assim, a variação da concentração de íons H3O+ irá modificar a equação, pois afetará a acidez do meio e o equilíbrio será deslocado desse sistema no sentido ou no outro, como a seguinte equação:
2 CrO4²- (aq) ↔ CrO7 ²- (aq)
Logo abaixo, será mostrado o equilíbrio químico da equação a partir da predominância do reagente e do produto pelas alterações das cores na solução.
- Resultados
O experimento foi realizado em duas partes:
Na primeira parte, nós acrescentamos a um tubo de ensaio, 2,0 mL da solução de K2CrO4 1,0 mol L-¹. Acrescentamos a esta solução, gota a gota, 5 gotas da solução de HCL 6,0 mol L-¹ (que é incolor), agitamos o tubo e a solução atingiu a cor laranja.
2KCrO4 (aq) + 2HCL (aq) ↔ K2Cr2O7 (aq) + 2KCl + H2O (l)
Em seguida, adicionamos 18 gotas do NaOH 6,0 mol L-¹, atingindo o equilíbrio, e voltando ao cromato, pois a cor se tornou amarela, predominando o cromato com a adição da base NaOH.
2KCrO4 (aq) + 2NaOH (aq) ↔ K2CrO7 (aq) + NaCrO4 (aq) + H2O (l)
O mesmo fortemente basico, desloca o nosso equilibrio para a formação do cromato.
Cr2O7²- (aq) → CrO4²-
Finalizando a primeira parte, foi adicionado 10 gotas de HCl, a cor da solução voltou a ser laranja, tornando a solução ácida.
2K2CrO4 (aq) + 2Na2CrO4 (aq) + 4HCl (aq) ↔ K2Cr2O7 (aq) + Na2Cr2O7 (aq) + 2KCl(aq) + 2NaCl(aq) + 2H2O (l)
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