Procedimentos, Resultados e Discussões

- Materiais e Reagentes;

Tubos de ensaio;

Estante para tubos de ensaio;

Espátula;

Proveta graduada de 10 mL;

Solução de HCl 2 mol/L;

Solução de NaOH 2 mol/L;

Fenolftaleína;

Solução de NH3 0,1 mol/L;

Cloreto de amônio NH4Cl(s);

Solução de K2CrO4 0,1 mol/L;

Solução de CH3COOH 2 mol/L;

Princípio de Le Chatelier

- Equilibrio NH3/NH4+

Numerou-se 2 tubos de ensaio contendo-se 4mL de NH3 0,1 mol/L, onde no 1º tubo adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína notando-se que a solução teve uma coloração rosa escuro, posteriormente acrescentou-se um ponta de espátula de cloreto de amônio (NH4Cl(s)) e observou-se que a coloração ficou incolor, devido a dissociação do mesmo em meio aquoso, conforme a equação química abaixo:

NH4Cl(s) ↔ NH4+

(aq) + Cl-(aq)

Devido esta dissociação, há o aumento de NH4+,com este aumento deve-se diminuir o NH4

+ , para poder manter o equilíbrio químico, por isso a reação tende a deslocar-se para o sentido em que se consome amônio,ou seja para esquerda, assim aumentando a concentração de amônia (NH3

+(aq)) e por conseguinte diminuindo a concentração de OH-

(aq) , motivando-se a solução mudar de rosa (coloração que indica a presença de concentração de hidroxila) para incolor ( que indica a diminuição de hidroxila). Conforme a equação química I abaixo.

I. ↑ NH3(aq) + H2O ↔ ↑NH4+

(aq) + ↓OH-(aq)

←

II. NH3(g) ↔ ↑NH3(aq) + CALOR

←

↑- aumento da concentração

↓- diminuição da concentração

← - sentido da reação para esquerda

Com o acréscimo da concentração de NH3+

(aq), a reação continuará deslocando-se para a esquerda conforme a equação química abaixo. Conseqüentemente aumentando a concentração de NH3(g), percebe-se a diminuição de calor.

III. ↓NH3(aq) + H2O ↔ ↑NH4+

(aq) + ↓OH-(aq)

←

IV. ↑NH3(g) ↔ ↓NH3(aq) + ↑CALOR

←

No 2º tubo de ensaio contendo-se a solução de NH3 com 3 gotas de fenolftaleína , tendo-se uma coloração rosa bem intenso, levou-se ao aquecimento. Devido a este ouve o acrescentamento de calor, assim precisando promover a diminuição deste, fazendo assim a reação deslocar-se-á para esquerda, conforme a equação química II, assim diminuindo a concentração NH3(aq), aumentando a concentração de NH4

+(aq), como na equação química III.

Observando-se que, com o passar do tempo a solução ia se tornando mais clara, ao retira-se do aquecimento, e deixar-se a solução em repouso a temperatura ambiente a tonalidade voltava não totalmente ao normal, mais chegava bem próximo, este não voltava com a coloração normal devido à perda de massa, carecido da volatilidade da amônia (NH3).

- Equilibrio de CrO4-2/Cr2O7

-2

I. ↓2 CrO4-2

(aq) +↑ 2 H3O+ ↔ ↑Cr2O7-2

(aq) + 3 H2O

←

II. ↑2 CrO4-2

(aq) +↓ 2 H3O+ ↔ ↓Cr2O7-2

(aq) + 3 H2O

←

III. NaOH + H2o → Na+(aq) + OH-

(aq)

IV. OH- +↓ H3O+ ↔ 2 H2O

Numerou-se 2 tubos de ensaio contendo-se cerca de 2mL de solução K2CrO4 0,1 mol/L.

A) No 1º tubo de ensaio tendo uma solução de cromato de potássio de coloração amarela, devido ao ânion cromato (CrO4

-2) , adicionou-se uma certa quantidade de HCl 2,0 mol/L ,observando-se que a coloração da solução mudou de amarelo para laranja, devido a presença do ânion dicromato (Cr2O7

-2). Esta mudança ocorreu duranto ao acréscimo de HCl, que ocasionou o aumento da concentração de H3O+ , tendo assim que diminuir a concentração do mesmo, então a reação irá deslocar-se-á para esquerda onde há o consumo de H3O+, conseqüentemente aumentando a concentração de Cr2O7

-2 como na equação química I, assim fazendo com que a reação fique com coloração laranja.

B) No 2º tubo de ensaio contendo a mesma solução inicial do 1º tubo, adicionou-se certa quantidade de ácido acético CH3COOH 2 mol/L , esta solução teve que adicionar uma maior quantidade devido a este ser um ácido fraco, da mesma maneira que ocorreu com ácido clorídrico , a reação ira deslocar-se para esquerda devido ao aumento de H3O+ e de Cr2O7

-2, ficando com a coloração laranja, como na equação química I.

C) No 1º e no 2º tubo de ensaio, obteve-se atrás da adição do ácido clorídrico, e de ácido acético, a solução de dicromato, nestas foram adicionadas certa quantidade de hidróxido de sódio (NaOH) 2,0 mol/L que em meio aquoso dissocia-se , como na equação química III, e desta dissociação a hidroxila OH- irá reagir-se com H3O+, fazendo com que a concentração deste diminua , tendo que procurar o aumento deste, com isso a reação irá deslocar-se para esquerda , aumentando a concentração de cromato (CrO4

-2) e diminuindo a concentração de dicromato (Cr2O7-2), conforme a equação

química II e IV, observando-se que a solução de laranja volta a ser amarela como a solução inicial.

CONCLUSÃO

Pode-se no experimento, colocarem-se em prática os conceitos de equilíbrio químico e de reversibilidade de reações para o entendimento do princípio de Le Chatelier.  Na prática do equilíbrio da amônia, ratificamos a reversibilidade da reação através da adição do cloreto de amônio, e também advertimos a mudança de equilíbrio modificando a temperatura do sistema, com o aumento da temperatura, a concentração teve um deslocamento no sentido endotérmico da reação fazendo com que a reação deslocasse seu equilíbrio em direção dos produtos e com a diminuição do mesmo o deslocamento fosse contrário, ou seja, no sentido dos reagentes. Já na prática do equilíbrio do cromato, observou-se a reversibilidade adicionando duas substâncias diferentes quais fizeram com que a reação fosse alcançada no mesmo sentido através da concentração modificada em cada adição, já ao adicionar o hidróxido de sódio, notou-se a redução dos íons H3O+ da solução de dicromato fazendo com que a reação deslocasse seu equilíbrio em direção aos reagentes, no caso, em direção do desenvolvimento do cromato.

.BIBLIOGRAFIA

USBERCO J.; SALVADOR E.; Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002. P.397.