EQUILÍBRIO QUÍMICO

OBJETIVO

Os equilíbrios químicos constituem uma parte da físico-química e necessita de certa abstração para serem entendidos, porque são fenômenos reversíveis. Nosso objetivo neste exercício de laboratório é associar o conceito de reversibilidade uma reação a alguma coisa perceptível visualmente. Faremos isso deslocando sistemas em equilíbrio nos quais participam substâncias de coloração característica.

INTRODUCÃO

Henri Louis Le Chatelier, cientista francês, enunciou o princípio geral deslocamento de equilíbrios químicos: “Quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio químico, este se desloca no sentido de anular a força aplicada.”

Esse é o “princípio da fuga entre a força”, de Le Chatelier. A concentração, a pressão e a temperatura são as “forças” que atuam sobre os equilíbrios químicos. Em nossas experiências, estudaremos os deslocamentos de equilíbrios químicos e função da concentração, fato que indiretamente comprova a existência do equilíbrio:

a) Quando se aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio ele se desloca no sentido de consumir o reagente adicionado.

b) Quando se diminui a concentração de um dos componentes do equilíbrio ele se desloca para repor o componente retirado.

Um dos equilíbrios que mais se prestam para demonstração experimental é representado pela reação:

Isso porque o Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica. É fácil concluir que, deslocando-se o equilíbrio para a direita, ocorrerá uma intensificação na cor vermelha.

Outro equilíbrio bastante interessante para observações experimentais é aquele entre cromatos (soluções amarelas) e dicromatos (soluções alaranjadas), em solução aquosa. Dissolvendo uma certa quantidade de dicromato de potássio em água, ocorrerá a dissolução do sal:

O ânion Cr2O7e a água entram em equilíbrio:

Deslocando-se o equilíbrio para a direita, o meio se tornará amarelo; deslocando-o para a esquerda, alaranjado.

Uma observação importantíssima diz respeito à concentração dos reagentes utilizados, especialmente o NH4SCN e o FeCl3. Se esses reagentes estiverem em concentração maior que a necessária, as colorações ficarão muito intensas e nenhum efeito visual será observado porque, se mudarmos de um ver­melho forte para um vermelho mais forte ainda, nossos olhos não perceberão a diferença.

MATERIAIS E REAGENTES

MATERIAIS:

  •  Estante para tubos de ensaio
  • Tubos de ensaio
  • Pipetas graduadas de 10 mL
  • Espátula
  • Proveta de 50 mL

 REAGENTES:

  • Cloreto de amônio (NH4Cl)
  • Solução a l% de cromato de potássio (K2CrO4)
  • Solução a 0,5% de dicromato de potássio (K2Cr2O7)
  • Solução 0,05 mol/L de cloreto férrico (FeCl3)
  • Tiocianato de amônio (NH4SCN)
  • Solução 0,005 mol/L de tiocianato de amônio (NH4SCN)
  • Solução 0,5% de hidróxido de sódio (NaOH)
  • Solução 5% de ácido clorídrico (HCl)

 METODOLOGIA

1 – Em uma proveta de 50 mL, adicione 1 mL de solução de FeCl3 0,05 mol/L, 1 mL de solução de NH4SCN e 38 mL de água. Agite.

2 – Você observou que: ____________________________________.

3 – Escreva a reação envolvida: ______________________________.

4 – Numere quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.

5 – Coloque em cada tubo 10 mL da solução do passo 1.

6 – Ao tubo 1, adicione 2 mL de solução de FeCl3 0,05 mol/L. Agite-o. Observe e compare a coloração obtida com a cor da solução do tubo 4. Você notou que  ________________.

Isso ocorreu porque ________________________________.

7 – Ao tubo 2, adicione uma ponta de espátula de NH4SCN sólido. Agite-o. Compare sua cor com a cor da solução do tubo 4. Você notou que ________________________.

Isso ocorreu porque­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­ ________________________________.

8 – Ao tubo 3, adicione uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agite-o. Compare a coloração obtida com a do tubo 4. Você notou que _____________________________.

Isso ocorreu porque ________________________________.

9 – Lave os quatro tubos de ensaio do passo anterior e mantenha-os numerados de 1 a 4.

10 – Nos tubos 1 e 2, coloque a solução de K2CrO4 até 1/3 do volume; aos tubos 3 e 4, adicione quantidade semelhante de solução de K2Cr2O7.

11 – Ao tubo 1, adicione cerca de 3 mL de solução de HCl a 5% e agite. Compare agora sua cor com a coloração da solução do tubo 2. Você notou que ______________________.

Isso ocorreu porque __________________________________.

12 – Ao tubo 3, adicione 3 mL de solução de NaOH a 5%. Agite-o. Compare a cor obtida com a da solução do tubo 4. Você notou que ______________________________________.

Isso ocorreu porque ___________________________________.

QUESTÃO DE VERIFICAÇÃO:

1) Prepare uma aula sobre equilíbrio químico baseada neste exercício de laboratório. Faça como se você fosse ministrar essa aula para outros alunos. 

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