Relatorio De Quimica Geral

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO

CAMPUS MOSSORÓ

BACHARELADO EM CIÊNCIA E TECNOLOGIA

DISCIPLINA DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

PROFESSOR FRANCISCO KLEBSON GOMES DOS SANTOS

ELIS LIBÂNIO DA SILVA

LUCAS DE SOUSA GURGEL

PABLO EINSTEIN BATISTA

VITÓRIA LORENA F. DA SILVA

YASSONARLEY C. DE PAIVA GOMES

PRÁTICA: CALORIMETRIA

MOSSORÓ – RN, FEVEREIRO DE 2014.

1. OBJETIVOS

Reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico, compreender o conceito de constante de equilíbrio, aplicar o principio de Le Châtelier na previsão do comportamento de um equilíbrio químico, quanto este está sujeito a uma perturbação externa e entender como fatores, tais como, concentração, temperatura e pressão afetam o equilíbrio químico.

2. INTRODUÇÃO

A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar é chamado equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos (BROWN, 2005). Foi estudado pela primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803. As reações químicas ocorrem em dois sentidos, reagentes se transformam em produtos e produtos se transformam em reagentes. Existem as reações irreversíveis que são aquelas que ocorrem por completo, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja completamente consumido, onde não existe volta ao estado inicial e as reações reversíveis, onde os reagentes se convertem em produtos e estes podem retornar à forma inicial, sendo só através desta que é possível se obter o equilíbrio químico.

3. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1. Materiais

Banho de gelo

Banho Maria

Bomba a vácuo

Kitassato

Pinça de madeira

Pipetas de Pasteur

Tubos de ensaio

3.2. Reagentes

Fenolftaleína 1%

Cloreto de cobalto II

Álcool a 50%

Sonrisal

Cromato de potássio 0,2mol/L

Sulfato de alumínio 0,2mol/L

Ácido clorídrico 1mol/L

Hidróxido de sódio 1mol/L

3.3. Metodologia

a. Conversão dos íons cromato em íons dicromato

Em um tubo de ensaio adicionou 1mL, cerca de vinte gotas, de cromato de potássio 0,2mol/L (solução amarela) e 1mL de ácido clorídrico 1mol/L. Em seguida, no mesmo tubo de ensaio adicionou-se 1,5Ml (cerca de 30 gotas) de hidróxido de sódio 1mol/L.

b. Reação do íon alumínio (Al 3+) com íons hidróxido:

Adicionou-se cerca de 1mL de solução de sulfato de alumínio 0,2mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicionou-se hidróxido de sódio 1mol/L gota a gota, agitando sempre o tubo de ensaio. Observou-se a formação de um precipitado e continuou agitando- até a dissolução