Prática De Obtenção Do Equilíbrio 2NO2 =N2O4

1) Introdução

A terceira prática realizada da disciplina de Química III consistiu na obtenção e comprovação do equilíbrio químico do NO2 (Dióxido de Nitrogênio). No qual, foi possível fixar conceitos teóricos como equilíbrio químico, Principio de Le Chatelier e reações de óxido-redução.

O relatório terá como objetivo, em primeira parte, apresentar as definições e discussões teóricas que envolvem a prática. Após a apresentação teórica será demonstrado os procedimentos práticos de obtenção do gás Dióxido de Nitrogênio, além dos cálculos de massa utilizados para tal formação.

Por fim, será discutida a formação da coloração marrom do gás e a influência da temperatura. Comprovando o Principio de Le Chatelier que estabiliza a reação a partir de interferência no processo.

2) Discussão Teórica

Muitas reações ocorrem mediante o consumo total dos reagentes envolvidos ou pelo menos parte deles. No entanto, há reações em processos reversíveis em que os reagentes e produtos são consumidos e formados simultaneamente até atingir um ponto de equilíbrio.

O ponto de equilíbrio de uma reação pode ser entendido pela cinética química, no qual a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa (Vd = Vi – Conforme Figura 1.1). Como consequência, as quantidades dos participantes permanecem constantes, porém não necessariamente iguais.

Figura 1.1 - Equilíbrio Químico

Um segundo método para entender o ponto de equilíbrio da reação é enxerga-lo através da termodinâmica. No qual, durante uma reação espontânea a energia livre de Gibbs (G) decresce até atingir um valor mínimo (Vale de Gibbs). Este valor é o ponto de menor energia, onde nenhuma mudança é possível. Ou seja, a reação atinge o equilíbrio.

Portanto, a reação química espontaneamente ocorre em um dado sentido e cessa quando o sistema entra em equilíbrio. Se duas substancias são colocadas em contato, estas podem reagir buscando estabilidade, ocorrendo quebra e formação de novas ligações. A energia livre neste caso é liberada para o meio (Ver figura 2).

Figura 2 - Energia Livre de Gibbs

Importante destacar que se não houver nenhuma interferência de agentes externos, o sistema tende a permanecer em equilíbrio. Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tenderá a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa reação. Essa definição é conhecida como Principio de Le Chatelier.

Os fatores que afetam o equilíbrio são: Pressão, Temperatura e concentração. Dentro desses fatores, a temperatura é a única que altera a constante de equilíbrio (Kc) além de provocar um deslocamento do equilíbrio.

3) Descrição de Procedimentos da Prática

A prática teve inicio com a pesagem de um pequeno filamento de cobre em uma balança analítica. No qual foi obtido 0,0072g de massa do cobre.

Após a obtenção do cobre, com auxilio de pipeta foi transferido 1mL de HNO3 (Ácido Nítrico) a 69% para um balão volumétrico de 250 mL na capela. Com isto, foi adicionado o filamento de cobre no interior do balão volumétrico e devidamente tampado.

Desta forma realizou-se a seguinte reação:

3 Cu(s) + 2NO3- + 8H+ → 3 Cu+2 + 4H2O + 2NO(g)

De acordo com os cálculos de ddp da reação, o resultado foi positivo. Concluindo que a reação é espontânea.

4) Resultados, cálculos e Discussões

Foram realizado os cálculos de quantidade de matéria utilizado de cobre e ácido nítrico.

Considerando que pesou-se 0,0072g e que a massa molar do cobre é igual 63,5 g/mol. Aplicando n=m/M, tem-se: n= 0,0072/63.5; n= 1,13 x 10^-4 mols de cobre.

Em relação ao ácido nítrico a 69%, a densidade pesquisada foi de aproximadamente 1,4 g/cm³. Logo foi obtido, em 1 mL, 1400g de HNO3. Considerando que o ácido esta a 69%, portanto 1400g x 69% = 966g de HNO3. Para o cálculo da quantidade de mols do ácido, tem como dado que 1 mol = 63g. Logo, a partir de n=m/M, n=966/63. Como resultado, n=15.3 mols de HNO3.

Importante destacar que