RESUMO

Foram realizados experimentos para evidenciar o equilíbrio físico e

químico das substâncias. Nestes experimentos foram observados a influência

da temperatura e solubilidade dos compostos iônicos em água, para que fosse

compreendido o princípio de Le chateliê.

INTRODUÇÃO

A prática foi elaborada para demonstrar algumas aplicações físico-

químicas estudadas e o principio de Le chateliê. O primeiro experimento foi um

teste de solubilidade utilizando o nitrato de potássio , para em seguida obter a

curva de solubilidade desse sal, observando as quantidades do sal dissolvidas

e da temperatura de cristalização.

O segundo experimento tinha o objetivo de evidenciar o equilíbrio

estabelecido entre os íons Fe3+(aq) e SCN−

(aq),, quando adicionados a uma

solução em equilíbrio. “quando, a um sistema em equilíbrio, se adiciona ou se

retira uma das substancias envolvidas, o equilíbrio se desloca no sentido de

consumir a substância adicionada ou repor a substancia retirada, a fim de

restabelecer o equilíbrio.

O último experimento tinha o objetivo de estudar a influencia da

temperatura no equilíbrio estabelecido entre os íons Cu(H2O)2+4(aq) e CuCl 2−

4(aq).

“um aumento da temperatura aumenta a velocidade da reação tanto no sentido

endotermico como no exotérmico. Acontece que o sentido endotérmico tem sua

cinética mais afetada, por isso, dizemos que o equilíbrio desloca no sentido

endotérmico.

MATERIAIS E MÉTODOS

Quantidade Materiais01 Bastão de vidro04 Becker de 50mL 01 Becker de 500mL01 Erlenmeyer de 250mL 01 Espátula

08 Estante para tubos de ensaio01 Etiquetas 01 Fogareiro 01 Funil 01 Tela de amianto01 Termômetro 09 Tubos de ensaio02 Pinça de madeira01 Pipeta de 5mL 01 Proveta de 10mL 01 Proveta de 100mL 01 Pisseta 02 Vidros de relógio

Reagentes Concentração QuantidadeNitrato de potássio sólido –KNO3 Reagente sólido 39gCloreto de ferro III – FeCl3 Solução saturada 4 gotasTiocianato de amônio – NH4SCN Solução saturada 4 gotasCloreto de amônio – NH4Cl Reagente sólido Pequenos cristaisCloreto de cobre II – CuCl2 Solução saturada 3mL

Experimento 1: obtenção da curva de solubilidade.

Rotulou-se quatro béqueres de 50 mL com numeração de 1 a 4 e pesou-

e em cada um deles as seguintes quantidades de KNO3.

a) 5, 004g

b) 8,005g

c) 12,001g

d) 14,008g

Em seguida, transferiu-se separadamente as massas de sal para quatro tubos

de ensaio grandes, rotulados de 1 a 4. Após colocar as massas pesadas em

cada um dos quatro tubos de ensaio, devidamente rotulados com a numeração

e sua respectiva massa, foi adicionado 10 mLde água destilada.

O experimento deu-se em ordem decrescente de massa, foi iniciado com

o tubo que tinha a maior quantidade de KNO3 e finalizado com o que continha

a menor massa.

Foi preparado um sistema do tipo banho-maria para solubilizar cada um

dos sais e utilizou-se um bastão de vidro para mexer e sal contido no tubo de

ensaio emergido no banho-maria, até o sal solubilizae e ser retirado do banho-

maria.

Por fim foi introduzido um termômetro limpo e seco na solução afim de

se observara temperatura na qual são formados os primeiros cristais.

Experimento 2 – Deslocamento do equilíbrio Fe3+ /SCN.

Utilizou-se uma proveta de 100 mL para medir 65 mL de água destilada;

a solução foi transferida para um Becker e em seguida adicionou-se 2 gotas de

solução saturada de FeCl3 (aq) e foi agitado.

Após agitar a solução anterior, foi adicionado 2 gotas de solução

saturada de NH4SCN e agitou-se.

Em seguida foi numerado 4 tubos de ensaio (de1 a 4) e adicionado a

cada um deles 15 mL da solução obtida através de NH4SCN.

Foi reservado o tubo 1 para utilizá-lo como amostra padrão e comparar

com o que foi realizado nos demais.

No tubo 2, foi adicionado pequenos cristais de cloreto de amônio (NH4Cl)

e agitado até completa homogeneização.

No tubo 3, foi adicionado duas gotas de solução saturada de cloreto de

ferro (FeCl3) e agitou-se até ficar homogêneo.

No tubo 4, foi adicionado 2 gotas de solução saturada de tiocianato de

amônio NH4SN e agitou-se até completa homogeneização.

Experimento 3:efeito da variação da temperatura para o sistema em

equilíbrio.

Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL da solução de cloreto de cobre

II (CuCl2).

Com uma pinça de madeira, foi prendido o tubo e levado ao Becker

contendo gelo e água. Em seguida foi retirado a solução do Becker contendo

água e gelo e colocado no sistema banho-maria.

RESULTADOS E DISCUSSÕES:

Experimento 1 – obtenção da curva de solubilidade.

Observou-se que a temperatura de cristalização na solução formada

pela dissolução de 14,008g foi de 79ºC; na solução de 12,001g foi de

78ºC;na solução de 8,005g foi de 77ºC e na solução de 5,004g foi de

75ºC.

Temperatura em ºC

79ºC

78ºC

77ºC

75ºC

14,008g 12,001g 8,005 5,004g quantidade em gramas

Experimento 2 – Deslocamento do equilíbrio Fe3+ /SCN.

A reação ocorrida foi:

Fe 3+Cl3- + 3NH4 + SCN- H2O 3 NH4Cl + Fe( SCN)3

Fe 3+ + 3Cl- + 3NH4+ + 3 SCN- 3NH4

+ + 3Cl- + Fe 3+ + 3 SCN- ( em

equilíbrio)

Observou-se no tubo 2, que a adição nos produtos se desloca para os

reagentes. Assim, ao adicionar colreto de amônio (NH4Cl), a solução desloca

para os reagentes, por isso que apresenta uma coloração mais clara que a

padrão.

No tubo 3, a adição no reagente deslocou para os produtos. Onde, ao

adicionarmos cloreto de ferro(FeCl3), a coloração da solução ficou mais escura

que a solução padrão.

No tubo 4, ocorre o mesmo que ocorre no tubo 3, a coloração escurece

e a adição nos reagentes se desloca pra os produtos.

Experimento 3 – efeito da variação da temperatura para o sistema em

equilíbrio.

Inicialmente ocorreu uma leve mudança na coloração para esverdeado.

Após ser emerso em gelo e água, a solução apresentou um aspecto viscoso,

porem não houve mudança na coloração.

Após o banho-maria, notou-se que não houve mudança na coloração,

logo, não houve efeito da variação da temperatura para o sistema em

equilíbrio.

Nota: Era para ter ocorrido mudança na coloração, pois com a mudança de

temperatura o sistema iria buscar o seu equilíbrio. O procedimento foi realizado

4 vezes e provavelmente o produto deveria estar com o prazo de validade

vencido ou outra coisa.

CONCLUSÕES:

Pode-se concluir que os experimentos foram importantes para a

aquisição de conceitos teóricos, visto que na aula prática podemos ver, as

reações ocorrendo, no se refere a solubilidade, variação de temperatura e

princípio de Le chateliê.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. Trad.J. A. Souza. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002a. v 1. Química: a matéria e suas transformações. Trad. J. A. Souza. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002b. v 2.BRANCO. F. F. C. Práticas de química. Fortaleza: Ed. UECE, 2004. (Coleção magister).BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. Trad. R. M. Matos. 9. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2005.CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de química experimental. São Paulo: Edusp, 2004.CHANG, R.; COLLEGE, W.; Química. Trad. e Rev. Téc Carmem Ramirez Medeles et al. 7. ed. Colombia: McGraw-Hill, 2002.http://www.dracena.unesp.br/graduacao/arquivos/quimica_geral/equil%C3%ADbrio_quimico.pdfKOTZ, J. C. Química geral 1 e reações químicas. Trad. F. M. Vichi. 5. ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005a. v 1.______. Química geral 2 e reações químicas. Trad. F. M. Vichi. 5. ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005b. v 2.

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE ALAGOAS

RELATÓRIO DE PRÁTICA

ARAPIRACA-AL

2011

IDENTIFICAÇÃO: aula prática: evidências experimentais do equilíbrio físico e

químico.

ALUNOS:

ARYANNE SILVA BARBOSA

DEISIANE FARIAS DOS SANTOS

DOUGLAS DE ALBUQUERQUE ALMEIDA

ELANISE FIRMINO DA SILVA

JESSICA COSTA SOUZA

LIDYANNE FERREIRA ALBUQUERQUE

SIRLENE DA SILVA

6º PERIODO DE QUIMICA

DISCIPLINA:

FISICO-QUIMICA II

PROFESSORA:

JANAINA G. SOARES