UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO

CEDERJ – Polo São Gonçalo

QUÍMICA III

Prática 1: Equilíbrio Químico

01/08/2015

PAULA DE MELO RODRIGUESMATRÍCULA: 14114070066

CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICATUTOR: THIAGO CRISPIM

I. INTRODUÇÃO:

Um equilíbrio químico forma-se quando, em uma reação reversível, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação inversa. Nesse ponto, as concentrações individuais dos reagentes e dos produtos mantêm-se constantes, mas elas não são necessariamente iguais.

Algumas perturbações podem ser realizadas no sistema a fim de deslocar o equilíbrio, tais como a variação da concentração, da pressão e da temperatura.

Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos que isso ocorra, todas as reações atingem o estado de equilíbrio, embora em alguns casos isto nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que a reação "foi completada". (Russel, John B. Vol. 2).

Mas, rigorosamente falando, não existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível de se medir (Russel, John B. Vol. 2).

O princípio Le Châtelier diz que a posição de um equilíbrio sempre é deslocada na direção que alivia a perturbação que é aplicada a um sistema (Skoog, 8º edição).

II. OBJETIVOS:

Desenvolver o conhecimento do aluno adquirido em aulas teóricas, de Equilíbrio Químico, verificando experimentalmente o deslocamento das reações pela Lei ou princípio de Le Chatelier e obter o equilíbrio 2NO2 = N2O4.

III. MATERIAIS E REAGENTES:

MATERIAIS REAGENTESBéquer Ácido Nítrico (HNO3)

Balança analíticaBalão volumétrico 50 mLPipeta graduada 5,00 mL

CapelaFio de cobre

Bacia com geloPanela com água quente

Pêra

IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:

Em um balão volumétrico de 50 mL adicionou-se um pedaço de cobre, cuja massa é 0,0250 (± 0,0001) g.

Utilizando uma pipeta volumétrica de 5,00 mL mediu-se 1,00 mL de Ácido Nítrico (HNO3) e transferiu-se para o balão, observou-se e os resultados foram devidamente anotados.

Após um tempo, adicionou-se esse balão contendo a solução em uma bacia com gelo, esperou-se alguns segundos e observou-se.

Novamente, após aguardar um tempo, adicionou-se este balão em uma panela com água quente dentro da estufa, aguardou-se alguns segundos, retirou-se o balão e observou-se a aparência da solução.

V. RESULTADOS E DISCUSSÕES:

Na primeira parte do experimento ao adicionar o ácido nítrico ao balão contendo o fio de cobre, notou-se que ao ocorrer a reação a coloração da solução tornou-se verde, e era possível notar também que as paredes do balão se tornaram castanhas, isso ocorreu, pois ao entrar em contato com o ácido o fio de cobre entrou em forte reação com o tal, efervescendo e liberando gás.

O cobre metálico reage com o ácido nítrico a quente, em presença de oxigênio, e forma o dióxido de nitrogênio (NO2):

3Cuo(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2

(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)

A coloração da solução passou de incolor para verde, devido a essa mistura do gás (NO2) e do cobre (Cu) que oxida à +2 e possui coloração azul.

Reação entre cobre e ácido nítrico com formação do gás dióxido de nitrogênio.

Na segunda parte do experimento, ao adicionar o balão contendo a solução descrita anteriormente a um balde de gelo por alguns segundos, notamos que ao retirar o balão a coloração se torna um castanho bem mais claro tendendo ao incolor.

Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se diminui a temperatura, favorece-se o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor). No caso em questão, sabemos que é a reação direta, de formação do N2O4, pois ele é o gás incolor. Temos, então, que a obtenção do gás N2O4 é um processo exotérmico:

NO2(g) ↔ N2O4(g) ∆H < 0Na terceira parte do experimento, ao adicionar o balão contendo a solução em uma panela com água quente, a coloração castanha das paredes do balão se torna mais intensa, mostrando que houve um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa, de formação do NO2, e que, portanto, essa reação é endotérmica pois nesse caso acontece uma absorção de calor.

#Cálculos

Cu MM= 63,546 g/mol

Massa pesada: 0,0250 (± 0,0001) g

1 mol de Cu ----------------------- 63,546 g

X -------------------- 0,0250 g

X = 0,0250 ÷ 63,546 = 0,000393 = 0,0004 mols de Cu.

HNO3 69 %

MM= 63, 01 g/mol

d= 1, 41 g/mL

1,41 g de solução de HNO3 ------------------------ 1,00 mL de solução de HNO3

Xg ------------------------------ 1000 mL

Xg = 1,41 x 1000 ÷ 1,00 = 1410 g de solução de HNO3

1410 g de solução ---------------- 100 %

Yg ------------------- 69%

Yg = 1410 x 69 ÷ 100 = 972,9 g de HNO3

1 mol de HNO3 ------------ 63,01 g

X mols ----------------------- 972,9 g

X = 972,9 ÷ 63,01 = 15,440 = 15,45 mols de HNO3

15,45 mols de HNO3 ----------------------- 1000 mL de solução

X mols ----------------------------- 1,00 mL de solução

X mols = 15,45 x 1,00 ÷ 1000 = 0,01545 mols de HNO3.

VI. CONCLUSÕES:

Uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio forma o tetróxido de dinitrogênio, entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento da reação e deixa claro para o aluno que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura se estabiliza, podendo-se verificar que a reação ocorre nos dois sentidos.

Sendo assim, conclui-se que foi possível obter na pratica os resultados descritos na literatura, fazendo-se assim um ensaio coerente e de resultados satisfatórios.

VII. BIBLIOGRAFIA:

Douglas A. Skoog, Fundamentos de Química Analítica – 8° Edição - EDITORA THOMSON – Página 220 - Cap. 9 - Soluções Aquosas e Equilíbrios Químicos

John B. Russell, Química Geral Vol. 2 – Editora: Makron. Books - Cap. 14 – Equilíbrio Químico – Página: 72

PERUZZO, Francisco Miragaia. CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. Volume: 2. 3ª Edição. Editora Moderna. São Paulo, 2003.

Chuva Ácida: Um Experimento para Introduzir Conceitos de Equilíbrio Químico e Acidez no Ensino Médio – Edição Nº 21 – Maio 2005 – Química Nova na Escola