RESULTADOS E DISCUSSÕES Parte A.1 – Equilíbrio Hexaaquocobalto (II) – Tetraclorocobaltato (II) A primeira parte do experimento foi dedicada à análise da influência de fatores externos (temperatura) no equilíbrio acima citado, dado pela reação endotérmica a seguir:
ROSA
INCOLOR
AZUL
Primeiramente, houve uma mistura de 2,5 mL de cloreto de cobalto ( ) com 3,5 mL de ácido clorídrico ( ) e 1,5 mL de água destilada, para que ocorresse a reação e houvesse o equilíbrio da reação acima. Ao adicionar o ácido no sal, a coloração da mistura passou de rosa a azul, indicando que havia ocorrido a reação direta. Após agitação, a coloração da mistura passou para lilás. Em seguida, foram divididas três porções aproximadamente iguais em três tubos de ensaio, para aquecimento de um, resfriamento de outro e o terceiro, à temperatura ambiente, serviria de comparativo. - Após aquecimento, a mistura do tubo 1 ficou azul. - Após resfriamento, a mistura do tubo 2 ficou rosa. Pelo Princípio de Le Chatelier, o aumento da temperatura numa reação reversível favorece o lado endotérmico da mesma, pois com a adição de calor é preciso que o equilíbrio se reestabeleça. Por outro lado, a diminuição da temperatura faz com que o equilíbrio se reestabeleça no lado exotérmico da reação. Como a reação em questão é endotérmica, com o aumento da temperatura, o equilíbrio se deslocou para a formação de produtos (no caso, o tetraclorocobaltato, que é azul), aumentando a concentração dos mesmos. Com a diminuição da temperatura, o equilíbrio se deslocou para a formação de reagentes (hexaaquocobalto, rosa), aumentando a concentração dos mesmos.
Parte A.2 – Influência da concentração no equilíbrio Neste procedimento, usou-se a mesma mistura do procedimento A.1, também com divisão aproximadamente igual em três tubos de ensaio, à temperatura ambiente. No tubo 1, foram adicionados cristais de cloreto de potássio ( ), com posterior agitação com auxílio de um bastão de vidro até dissolução completa. Ao
tubo 2 foram adicionadas gotas de solução de nitrato de prata ( ), com posterior agitação com auxílio do bastão de vidro. O tubo 3 serviu de comparativo de cor. - Após adição de cristais de cloreto de prata ao tubo 1, a mistura ficou azul. - Após adição de nitrato de prata ao tubo 2, a mistura ficou rosa. Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se aumenta a concentração de uma das substâncias, o equilíbrio se desloca no sentido da reação em que essa substância se transforma. Com a adição de cristais de KCl, houve aumento na concentração de íons cloreto ( ), fazendo com que o equilíbrio se deslocasse no sentido da reação direta, ou seja, no sentido em que os íons cloreto são consumidos e transformados, por isso a cor azul. Com a adição de nitrato de prata, este se dissociou em solução, formando íons prata ( ) e nitrato ( ). O íon prata reage facilmente com íon cloreto, formando cloreto de prata, ou seja, o cloreto foi consumido (o que diminuiu sua concentração) e o equilíbrio se deslocou no sentido da reação inversa, ou seja, no sentido em que íons cloreto são formados, por isso a coloração rosa.
Parte B – Equilíbrio químico da amônia ( ) A parte B do experimento consistiu na análise do equilíbrio da amônia, segundo a reação a seguir:
A solução de amônia foi dividida em dois tubos de ensaio, com 5 mL da solução em cada tubo. Em seguida, no tubo 1, foi colocada uma pequena quantidade de cloreto de amônio ( ) sólido. Ao tubo 2, foram adicionadas algumas gotas de ácido clorídrico 0,1 mol/L. Aos dois tubos, adicionou-se uma quantidade de fenolftaleína, um indicador ácido-base que f ica rosa em meio básico e incolor em meio, para verificar o caráter alcalino das soluções nos tubos, após adição dos reagentes. Após adição do indicador, a solução de amônia dos dois tubos (anteriormente incolor) ganhou coloração rósea, pela presença de íons . - Ao adicionar no tubo 1, a mistura ficou em um tom mais fraco de rosa. - Ao adicionar no tubo 2, a mistura ficou em um tom mais forte de rosa. Quando adicionamos cloreto de amônio ao tubo 1, isso acarreta em um aumento na concentração de íons devido à dissociação do sal. Os íons participam do equilíbrio de dissociação da amônia (mostrado na reação acima) e um aumento na sua concentração provoca o deslocamento desse equilíbrio no sentido de consumir o excesso de
adicionado
(efeito do íon comum).
Consequentemente, a concentração de também diminui, o que faz com que a coloração seja um rosa mais fraco.
A adição de ácido clorídrico na solução de amônia do tubo 2 é um exemplo de tampão básico, que é uma solução aquosa de uma base fraca com o seu ácido conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado básico da neutralidade,
ou seja, soluções com pH>7 (ATKINS, JONES, 2006). Quando se adiciona um ácido, os prótons fornecidos ligam-se às moléculas de , formando íons . Um tampão sempre contém duas partes, de modo que ele possa neutralizar tanto um ácido quanto uma base. Desta forma, seguindo o princípio de equilíbrio de Le Chatelier, quando um ácido ou base é adicionado, o equilíbrio é deslocado, fazendo com que a solução permaneça em relativa neutralidade. Com isto, no caso da adição do ácido clorídrico, o equilíbrio se desloca no sentido de neutralizá-lo, ou seja, para a formação de íons , o que aumenta o caráter alcalino da solução, deixando-a com uma coloração de rosa mais forte.
Parte C – Equilíbrio dos íons cromato e dicromato
A parte C do experimento foi realizada para se analisar a influência que as substâncias de caráter básico e ácido possuem sobre os íons cromato e dicromato em uma solução. A princípio, com a utilização de um pipeta graduada, colocou-se 5 ml de cromato de potássio em um tubo de ensaio. Em um outro tubo, colocou-se 5 ml de dicromato de potássio . Coloração inicial da solução de: Cromato: Amarelo; Dicromato: Alaranjado; Etapa 2 - Em dois outros tubos de ensaio limpos, respectivamente, colocouse aproximadamente 0,5 ml (10 gotas) de cada solução, acrescentando em seguida, alternadamente, gota a gota de uma solução de hidróxido de sódio 1 mol/L até que ocorresse mudança de cor em um deles. Após a mistura: A solução de cromato permaneceu amarela; A solução de dicromato mudou de alaranjado para amarelo; Etapa 3 - Após concluída a parte acima, colocou-se outros 5 ml (10 gotas) de cada solução (cromato e dicromato) em dois outros tubos de ensaio limpos, adicionando alternadamente a cada tubo, gota a gota, de uma solução de ácido clorídrico 1 mol/L até que se observasse mudança de cor em uma das soluções.
Após a mistura: A solução de cromato mudou de amarelo para alaranjado; A solução de dicromato permaneceu alaranjada;
Ao adicionar o à solução de , percebeu-se uma mudança de cor na solução, de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando adicionou-se o à solução de , que mudou de alaranjada para amarela. Isso aconteceu porque os íons e , quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Nesse equilíbrio, o , que é um íon amarelo, se transforma em , assim como o , que é alaranjado, se transforma em . Sabe-se que uma diminuição de pH favorece a formação do íon dicromato, e por isso a adição do tornou a solução alaranjada. Houve, então, um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do íon dicromato. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do íon cromato, e por isso a adição de tornou a solução amarela. Este equilíbrio pode ser representado pelas equações abaixo :
Na etapa seguinte, acrescentou-se alternadamente, gota a gota, de 1 mol/L a cada um dos tubos da etapa até que se observa-se mudança de cor em um tubo. Após a mistura: A solução de cromato mudou de alaranjado para amarelo; A solução de dicromato mudou de alaranjado para amarelo;
Em seguida, acrescentou-se alternadamente, gota a gota, de 1 mol/L a cada um dos tubos da etapa 2 até que se observa-se mudança de cor em um dos tubos. Após a mistura: A solução de cromato mudou de amarelo para alaranjado; A solução de dicromato mudou de amarelo para alaranjado;
Ao adicionar hidróxido de sódio aos tubos da etapa 3 ocorreu mudança de cor em ambos os tubos. Isso aconteceu porque ao adicionar o hidróxido de sódio aos tubos, os íons do hidróxido reagiram com os íons do ácido
neutralizando a reação ( o ácido e a base possuíam a mesma concentração molar e aproximadamente o mesmo volume) fazendo com que o pH da solução aumentasse favorecendo a formação de íons cromato. O similar ocorreu ao se adicionar aos tubos da etapa 2, como os íons do ácido e da base possuíam a mesma concentração e aproximadamente o mesmo volume, ocorreu uma reação de neutralização, diminuindo o pH da solução favorecendo, assim, a formação de íons dicromato. As reações de neutralização são dadas abaixo:
Parte D - Equilíbrio de Cromato de Bário com uma solução saturada
Na última parte do experimento, utilizou-se o Cromato de Bário, , e analisou o descolamento de seu equilíbrio após misturá-lo com outras substâncias. O equilíbrio do sal está descrito abaixo:
Nessa primeira etapa, adicionou-se 10 gotas de , 0,10 mol/L, em um tubo de ensaio limpo, e em seguida, acrescentou-se gotas de Cloreto de Bário, , 0,10 mol/L, até notar-se uma mudança na coloração da substância. O
Cromato inicialmente apresentava uma coloração amarelada, e após a adição do cloreto, verificou-se a formação de um precipitado, que nesse caso é o . A reação está descrita abaixo:
Na segunda etapa, pegou-se outro tubo de ensaio limpo, e adicionou-se 10 gotas de , 0,10 mol/L, e depois mais 2 gotas de e em seguida, 10 gotas de , 0,10 mol/L. Com isso, pode reparar e a solução manteve a sua coloração alaranjada e não formou precipitado, logo foi suposto que não houve reação. Na terceira etapa, foi utilizado o tubo de ensaio da primeira etapa, e assim acrescentou-se gotas de , 1,0 mol/L, até que se fosse possível notar uma alteração. Verificou-se que o amarelo turvo que estava anteriormente, ficou alaranjado e sem precipitado. Nessa quarta etapa, utilizou-se o tubo de ensaio da segunda etapa, e foi adicionado gotas de uma solução de até notar alguma modificação. A
princípio, a solução apresentava coloração alaranjada e precipitado, e após o acréscimo da base, notou-se uma coloração amarelada com formação de precipitado. Agora apresentando as análises dos resultados, tem-se que na primeira etapa, houve a formação de precipitado, pois na medida em que adicionava o cloreto de bário, o cátion desse composto se ligava ao cromato, e assim tendiam a formar o precipitado. Na terceira parte, o acréscimo de um ácido forte, , na solução do cromato de potássio, faz com que o equilíbrio entre o cromato e o dicromato, favoreça a formação do dicromato, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, pois o aumento na concentração de favorece a formação do ânion e ao mesmo tempo, reduz a concentração de . Abaixo está o equilíbrio em meio ácido:
+
AMARELO
ALARANJADA
Outro fator marcante nessa terceira etap a é o “desaparecimento” do precipitado. Isso ocorre, pois quando se aumenta a concentração de no equilíbrio, a concentração do ânion tende a diminuir, e assim desfavorece a formação do composto insolúvel . Na quarta parte, após adicionar a base forte, , notou-se que a solução mudou de cor alaranjada para amarelo com precipitado. Isso pode ser esclarecido, analisando a reação do equilíbrio abaixo, em meio básico:
ALARANJADA
AMARELO
O aumento na concentração de faz com que a concentração de diminua, e simultaneamente, favoreça a formação de . Assim, o
aumento da concentração de , faz com que aumente a formação do precipitado . A partir dessas explicações, pode-se explicar o que aconteceu na segunda parte. Utilizando como base a discussão sobre a etapa 3 em que o acréscimo de ácido, faz a reação tender a formação de , pode-se concluir que, após adicionar ácido em uma solução de , apenas acidificou ainda mais a solução e aumentou a concentração do ânion em questão, e por isso não houve mudança na coloração e nem formação de precipitado. Com bases nas discussões elaboradas, é possível premeditar o que aconteceria caso adicionasse base no tubo da primeira parte. Quando se adiciona um hidróxido em uma solução em equilíbrio com predomínio de , a solução irá aumentar o pH, e também aumentará a concentração desse cromato, logo permanecerá a coloração amarelada e consequentemente, terá uma maior quantidade de precipitado.
UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
GUILHERME ALVES LIMA JOÃO VÍCTOR MELO AMARAL THIAGO PAVESI GUIGNONE SANTOS
EXPERIMENTO Nº 8; TERMOQUÍMICA – LEI DE HESS
SÃO MATEUS FEVEREIRO, 2014
GUILHERME ALVES LIMA JOÃO VÍCTOR MELO AMARAL THIAGO PAVESI GUIGNONE SANTOS
EXPERIMENTO Nº 8; TERMOQUÍMICA – LEI DE HESS
Relatório experimental apresentado à disciplina de Química Geral Experimental como atividade avaliativa do 2º período do curso de Engenharia Química da Universidade Federal do Espírito Santo.
Professor (a): Drª Gilmene Bianco
SÃO MATEUS FEVEREIRO, 2014
