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Experimento 7 Equilíbrio químico

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1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA EXPERIMENTO 7 Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura…
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  • 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA EXPERIMENTO 7 Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário Professor(a): Andréa Ferraz Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica Data: 06 de Julho de 2014
  • 2. EXPERIMENTO 7: EQUILÍBRIO QUÍMICO INTRODUÇÃO A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamado equilíbrio químico. Ele ocorre quando as reações opostas acontecem em velocidades iguais. A velocidade que os produtos são formados a partir dos reagentes é a mesma que os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que isso aconteça, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. A constante de equilíbrio é dada por: e na qual a segunda equação é baseada na Lei da ação de massa que expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação. Uma vez que sabemos a equação química balanceada para a equação podemos escrever a equação da constante do equilíbrio, ou seja, ela depende apenas da estequiometria da solução mesmo que não saibamos o mecanismo da reação. A ordem de grandeza das constante fornece informações sobre a composição de uma mistura em equilíbrio. Para que ela seja grande, os produtos têm que ser maiores que os reagentes(Indica-se à direita); Para que seja pequena, os reagentes têm que ser maiores que os produtos(Indica- se à esquerda). Como os valores da equação da constante de equilíbrio são frações da pressão de referência com a pressão adotada e a fração da concentração de mols e concentração de referência, essa fica adimensional. Equilíbrio heterogêneo: As substâncias do equilíbrio encontram-se em fases diferentes, em outras palavras, reagentes e produto estão em fases diferentes. Substâncias sólidas/líquidas e solvente não são substituídas na constante (Kc). Equilíbrio de solubilidade: Relacionado a dissolução e precipitação de substâncias pouco solúveis. - Aplicações das constantes de equilíbrio A partir da Constante de equilíbrio podemos determinar: . Sentido da reação (determinado a partir do quociente de reação)
  • 3. Se Q=K Estão em equilíbrio Se Q>K Reação inversa Se Q<K Reação direta . Determinar as concentrações no equilíbrio A partir da expressão da constante obtemos uma equação derivada para ser resolvida em determinada quantidade Princípio de Le Châtelier Afirma que : um sistema em equilíbrio tende a ser perturbado, e o equilíbrio se deslocará para minimizar a influência perturbadora OBJETIVO Verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do estudo de sistemas nos quais ocorre variação da concentração de reagentes. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A- Equilíbrio de solubilidade: 1- Colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e aos poucos acrescentou uma solução de K2CrO4 0,1 mol/L; 2- Deixou-se precipitar e eliminou-se o sobrenadante. Lavou-se o precipitado.
  • 4. 3- Em outro tubo de ensaio colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L e acrescentou-se aos poucos uma solução de ácido oxálico 0,1 mol/L; 4- Lavou-se o precipitado; 5- Adicionou-se 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo contendo o precipitado formado entra a prata e o oxalato; 6- Adicionou-se também ácido oxálico ao precipitado de cromato de prata. B- O princípio de Le Chatelier 1- Colocou-se cerca de 1 mL de cromato de potássio 0,1 mol/l em um tubo de ensaio. Adicionou-se uma gota de ácido clorídrico 1 mol/L; 2- Repetiu-se o procedimento para o dicromato de potássio; 3- A cada tubo adiciounou-se NaOH 1 mol/L e verificou-se a alcalinidade/ 4- Em outro tudo de ensaio adicionou-se 1 mL de uma solução 0,3 mol/Lde sulfato de cobre; 5- Acrescentou-se aos poucos HCl concentrado; 6- Acrescentou-se água suficiente para reestabelecer a coloração e colocou-se o tubo em água fervente e depois transferiu-se para um tubo de gelo. RESULTADOS PARTE A: Quando adicionou-se o cromato de potássio ao nitrato de prata a solução adquiriu uma coloração marrom e aos poucos foi-se observando a formação de um precipitado marrom que seria o cromato de prata, a partir da reação: 2 AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq)  2KNO3 (aq) + Ag2CrO4 (s) Depois de precipitado e lavado, adicionou-se ácido oxálico ao cromato de prata, porém não observou-se reação pois o cátion do ácido oxálico (H+) não é capaz de deslocar o cátion do cromato (Ag+), podíamos prever isso pois o cromato de prata é praticamente insolúvel em água e como o ácido oxálico e a água tem cátions em comum a reação não ocorreria. Quando adicionou-se ácido oxálico ao nitrato de prata percebeu-se a decantação de um precipitado branco, isso por que o cátion do ácido é capaz de deslocar o cátion do nitrato, de acordo com a reação: 2 AgNO3 (aq) + H2C2O4 (aq)  2 HNO3 (aq) + Ag2C2O4 (s) Porém como o oxalato de prata possui um Kps relativamente baixo ele se dissolve de maneira muito reduzida, e logo boa parte dele precipita. Em seguida, adicionou-se cromato de prata ao precipitado e observou-se a formação de um novo precipitado de coloração marrom, indicando que houve a formação de cromato de prata de acord com a reação: Ag2C2O4 (s) + K2CrO4 (aq)  Ag2CrO4 (s) + K2C2O4 (aq)
  • 5. PARTE B: 1. Equilíbrio cromato/dicromato Quando se adiciona o HCl à solução de K2CrO4, nota-se uma mudança de cor na solução, de amarela para alaranjada. E quando é adicionado NaOH à solução de K2Cr2O7, muda de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons CrO42- e Cr2O7 2-, quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO4 2- , que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O7 2- , que é alaranjado, se transforma em CrO4 2- .Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O7 2- , e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Diz-se que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O7 2- . Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO4 2- , e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. 2. Nota-se o princípio de Le Chatelier no caso de uma solução de cloreto de cobre (II). O Cobre (II) dihidratado é um cristalino verde sólido, enquanto a sua solução aquosa diluída tem uma cor azul pálido: A cor azul da solução aquosa de CuCl2 é específico para o ião de cobre (Cu 2 + ), coordenado com moléculas de água. Nomeadamente, um composto complexo é formado na reação de cobre (II), ião com seis moléculas de água, que é chamado hexaaquacopper (II): Pode - se supor que diluir um concentrado de solução de cloreto de cobre (II) com água resulta em íons cloreto deslocamento e, conseqüentemente, na mudança da cor verde para a cor azul: Afirma-se que os complexos de cobre (II) estão em um equilíbrio que pode ser alterado através da adição de água ou iões cloreto. Quando mais água é adicionada hexaaquacopper complexo (II) é formada, enquanto que o excesso de iões de cloreto produz tetrachlorocuprate (II).
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