Relato De Experimentos De Química Geral

01/07/2009 • Por • 13,484 Acessos

 

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CEUNES – CENTRO UNIVERSITÁRIO DO NORTE DO ESPIRITO SANTO

 

 

Carla Ribeiro

Damila Venturin

Kamila Marcarini

 

 

 

RELATO DE EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL

 

 

 

 

 

 

 

 

 

São Mateus – ES

2009

Carla Ribeiro

Damila Venturin

Kamila Marcarini

 

 

 

 

 

 

 

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

 

 

 

 

 

 

 

                                                               Trabalho apresentado à disciplina de

Química Geral, sob a supervisão

                                                                                               do professor Johnson Moura

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

São Mateus

2009

Considerações Iniciais

Estes  relatórios  de pesquisa têm o propósito de facilitar a compreensão de conceitos relacionados à Química. Para isso é necessário analisar certas situações através de experimentos e cálculos.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Objetivos Gerais e Objetivos específicos

Prática número 03

Soluções

Objetivos

Compreender a natureza e a importância das soluções; distinguir tipos de soluções; compreender os conceitos de solubilidade; e relacionar grandezas para os materiais.

 

Considerações Iniciais

A solução é um sistema onde os reagentes estão dissolvidos em certos solventes, favorecendo o contato entre partículas, tais como íons ou moléculas, constituindo assim um material homogêneo. Ela é compreendida por um solvente, que é a substância que dissolve, e o soluto, substância dissolvida.

Exemplo: Água salgada, na qual a água atua como solvente, e o sal atua como soluto.

A água é capaz de dissolver uma variedade de substâncias, sendo considerada então o solvente universal. Sendo que as soluções que a têm como solvente são consideradas soluções aquosas.

As substâncias podem ser distinguidas quanto à solubilidade. Que se dissolvem pouco em determinado solvente são consideradas pouco solúveis. Já as aquelas que se dissolvem muito bem em determinado solvente são consideradas muito solúveis. Podendo haver também os casos intermediários.

A solubilidade de uma sustância pode ser aumentada mediante aquecimento. Isto é, tem substâncias que à temperatura ambiente são pouco solúveis e quando entram em ebulição tornam-se bem mais solúveis.

Outro aspecto importante é que uma substância ser pouco solúvel em um dado solvente e muito solúvel em outro.

 

Tipos de soluções

As soluções podem ser classificadas de acordo com as quantidades proporcionais de soluto e solvente: solução concentrada e solução diluída.

Uma solução é considerada insaturada quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior a ao coeficiente de solubilidade, que é defenido como a máxima quantidade de soluto que é possível dissolver de uma quantidade fixa de solvente a uma certa temperatura. Já na solução saturada  o solvente dissolve toda a quantidade possível de soluto, e toda quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente.

Existe ainda a solução supersaturada, que só acontece quando o solvente e o soluto estão em uma tenperatura em que seu coeficiente de solubilidade é maior. Quando a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade, o soluto permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Sendo que qualquer vibração faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida.

 

Relações entre Grandezas:

a)Relaçao entre massa de uma substancia(mi) e a massa do material(mt),é denominada a fraçao em massa (Wi).

Wi= mi /mt

Normalmente Wi é expressa em percentual(título)

Exemplo:WHCl =0,36 . 100 = 36%

b)Relaçao entre a quantidade de materia de uma substancia (ni) e a quantidade de materia total (nt);é denominada fração em quantidade de materia ou fração em mol(xi).

Xi=ni /nt

c)Relação entre a quantidade de uma substancia e o volume do material (Vt),é denomidada con centração.

*Concentração em massa (Yi) é a relação entre a massa da substancia i (mi) e  o volume do material (Vt).

Yi=mi / vt

*Concentração em quantidade de materia (Ci ou [i] ) é a quantidade de materia da substancia e (ni) e o volume do aterial (vt).

Ci=[ i ]=ni /vt

d)Relaçao entre a quantidade de amteria de soluto e massa de solvente expressa em Kg;é denominada molalidade(b).

bB=nB /mA

Em que A é solvente e B o soluto.

 

Soluções Aquosas:

Se tratando de soluções aquosas, podem-se distinguir dois tipos de soluções iônicas ou moleculares.

Iônica: o solvente destrói o reticulo cristalino liberando os íons e conduz, portanto, eletricidade.

Exemplo: NaCl(s) à Na+ (aq) + Cl- (aq)

Neste caso ocorreu dissociação através da H2o.

Molecular: as moléculas do reticulo molecular também se separam mas o soluto não se altera quimicamente não conduzindo, portanto,eletricidade.

Exemplo: C12H22O11àC12H22O11(aq)

Conclusão: Para distinguir solução iônica de molecular, basta verificar se ela conduz ou não corrente elétrica.

Material e Reagentes:

-Balança Analítica

-Balão volumétrico de 50 ml

-Bastão de vidro

-Béqueres de 100 ml

-Bico de gás

-Funil Analítico

-Papel-filtro

-Pipetas graduadas de 100 ml

-Pisseta

-Tela de amianto

-Tripé

-Tubos de ensaio

 

 

FeSO4 ;  CCl4 ;   C12H22O11;  KI;   Pb(NO3)2;   I2                       

 

PARTE EXPERIMENTAL:

3-    Massa de KI?

Volume = 50 ml : 1000 = 0,05 L

Solução = 0,1 mol/L

 

Massa de Pb(NO3)2

Volume = 50 ml : 1000 = 0,05 L

Solução = 0,05 mol/L

0,1 mol de KI ----------------- 1 L

x mol de KI ------------------- 0,05 L

        x = 0,005 mol

 

1 mol de KI ------------------- 165,9 g

0,005 mol de KI ------------- y

        y = 0,83 g de KI

 

1 mol de Pb(NO3)2 ---------- 331,2 g

0,05 mol/L -------------------- x

       x = 16,56 g/L

 

16,56 g de Pb(NO3)2 ------------1 L

                         y ------------ 0,05 L

       y = 0,83 g de Pb(NO3)2

 

4-    2KI(s) + Pb(NO3)2(aq) à 2KNO3(aq) + PbI2(s)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática número 05

 

Obtenção e Purificação de substancias:

Objetivos:

Obter substâncias a partir de outras por meio de uma reação química; e aprender técnicas de separação.

Considerações Iniciais:

É possível obter novas substancias por meio de reações químicas como, por exemplo:

Fe(s) + H2SO4(aq)à FeSO4(aq) + H2(g)

Porém, para a obtenção de uma nova substância pura, há necessidade de misturar os reagentes em proporções exatas de massa ou eliminar, depois da reação, o excesso de um dos reagentes. Se a reação for realizada em meio aquoso, tem-se ainda que eliminar H2O. Além disso, se na reação resultante existirem mais de uma substância, se obterá na realidade, uma mistura que deverá ser fracionada, separando-se as diferentes substâncias.

Exemplo:

HCl(aq) + NaOH(s) à NaCl(s) + H2O(l)

Material e Reagentes

-Anel ou garra

-Bastão de vidro

-Béquer de 100 ml

-Béquer de 250 ml

-Escápula

-Funil analítico

-Funil de Buchner

-Frasco para reativos

-Chapa aquecedora ou bico de gás

-Conta-gotas

-Erlenmeyer

-Haste universal

-Quitasato

-Papel-filtro

-Papel-tornassol

-Proveta de 100 ou 50 ml

-Pregos pequenos

-Álcool etílico

-HCl (concentrado)

-H2SO4 20% v/v

-NaOH sólido

 

 

Prática número 04

 

Reações Químicas e Energia

 

Objetivos:

 

Distinguir fenômenos físicos e químicos; compreender o que vem a ser uma reação química e a relação desta com a energia.

 

Considerações Iniciais

 

Durante um fenômeno físico, a substância ou as substancias que compõem a matéria, continua inalterada.

Ex: Quebra em pedaços do material, a queda de um copo;

 

Durante um fenômeno químico, também chamado de Reação Química, ocorrem profundas modificações na natureza da substancia ou substancias envolvidas, sendo esta transformada em outra substancia inteiramente diferente.

Ex: Aquecimento de alguns metais em presença de oxigênio; queima de papel, em que este se transforma em CO2, H2O e C, alem de liberar energia (calor).

 

-Reação exotérmica: a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, sendo que esta diferença é liberada para o ambiente de modo geral em forma de calor.

A maioria das reações é exotérmica, devido a uma facilidade em ser conseguido em estado menor de energia.

 

-Reações endotérmicas: a energia dos produtos é maior que a dos reagentes, sendo a diferença então absorvida do meio ambiente.

 

-Calor da reação: é a energia, em forma de calor, absorvida ou liberada durante uma reação química.

Depende das condições em que as reações se processam ou o volume constante onde o sistema é fechado ou em pressão constante onde o sistema é aberto.

É definido também como a diferença entre as Entalpias(H) dos reagentes e produtos.

 

 

 

∆H=Hprodutos- Hreagentes

Numa reação exotérmica o ∆H será negativo, pois a entalpia dos produtos é menor que dos reagentes. Nas reações endotérmicas o ∆H será positivo.

 

-Energia de ativação; é a energia em forma de calor fornecida para que algumas reações aconteçam.

Ex: HCl +NaOHàNaCl +H2O

Reação espontânea

2Mg + O2 à 2MgO

É necessário o aquecimento para que a reação aconteça.

 

àReações exotérmicas:

a)sem energia de ativação

∆H

NaCl+H2O

HCl+NaOH

ENTALPIA

CAMINHO DA REAÇAO

 

∆HREAGENTE>∆HPRODUTO

∆H negativo

HCl+NaOHàNaCl+H2O

 

b)com energia de ativação

CAMINHO DA REAÇAO

ENTALPIA

MgO

∆H

 

Mg+O2

2Mg+ O2à2MgO

 

 

 

 

àReação endotérmica

CAMINHO DA REAÇAO

ENTALPIA

Ba(SCN)2+NH3+H2O

NH4SCN +Ba(OH)2

 

NH4SCN +Ba(OH)2 à Ba(SCN)2+NH3+H2O

Materiais e Reagentes

-Bastão de vidro

-Béquer de 100 ml

-Bico de gás

-Cápsula de porcelana

-Conta-gotas

-Erlenmeyer de 250 ml

-Espátula

-Pedaço de tábua

-NH4SCN sólido

-Ba(OH)2,8H2O sólido

-NaOH sólido

-HNO3(conc)ou HCl(conc)

-Magnésio ou esponja de aço

-FeSO4 0,1 mol/L (acidulado)

-KMnO4 0,02 mol/L

-KMnO4 sólido

-H2SO4 (conc)

-Pb(NO3)2 0,05 mol/L

-Fe2(SO4)3 0,1 mol/L

-NH4OH 0,1 mol/L + ácido acetilsalicílio (1%)

 

Parte Experimental

1)    NaOH + HNO3 à NaNO3 + H2O

2)    Reação de Síntese

2 Mg + O2 à 2MgO

Ela produz brilho intenso e uma cinza residual.

3)    2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 à 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 +

8 H2O

Forma-se 3 sais diferentes e o número de oxidação do Mn e do Fe mudam.

Os íons ferrosos têm coloração verde pálida. Ao se adicionar o permanganato de potássio, o átomo Mn+7 do íon permanganato, que tem coloração vermelho-violeta, é reduzido para Mn+2 ficando incolor.

4)    Mg + 2HCl à MgCl2 + H2(g)

O magnésio reage com o ácido clorídrico cedendo seus elétrons para o cloro. Forma-se o cloreto de Mg. O hidrogênio livre do ácido combina-se na molécula de gás hidrogênio, saindo do tubo. Sendo a reação é de deslocamento ou simples troca.

5)    Pb(NO3)2 + 2 KI à 2KNO3 + PbI2

Forma-se uma reação de cor amarelada, com o aquecimento a solução fica incolor e forma precipitado.

7)  6 KMnO4 + 9 H2SO4 à 6 MnSO4 + 3 K2SO4 + 9 H2O + SO3

8)  2 NH4SCN + Ba(OH)2.8H2O à Ba(SCN)2 + 2 NH3 + 8 H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática numero 06

Semelhanças e Diferenças nas propriedades químicas de elementos de uma mesma família da tabela periódica.

Objetivos:

Verificar quais elementos de uma mesma família possuem propriedades químicas semelhantes; e a diferença de eletropositividade e eletronegatividade entre os elementos de uma mesma família.

Considerações Iniciais

Elementos de uma mesma família da tabela periódica apresentam propriedades químicas semelhantes. Isto ocorre porque as estruturas eletrônicas periféricas são iguais, pelo menos entre os elementos representativos. Como as propriedades químicas dos elementos dependem, em grande parte, da estrutura eletrônica da camada de valência, compreendem-se as semelhanças entre os elementos de uma mesma família. Por outro lado, as propriedades são apenas semelhantes e não iguais, existindo, de modo geral também diferenças importantes.

a)    Família dos metais alcalinos: Estes elementos caracterizam-se por apresentarem apenas um elétron na camada de valência, elétron este facilmente doável, sendo considerados elementos eletropositivos.

 

Exemplo: Na à Na+ + 1e-

 

b)    Família dos metais alcalino-terrosos: Estes elementos caracterizam-se por apresentarem dois elétrons na camada de valência. São também muito eletropositivos.

 

Exemplo: Mg à Mg2+ + 2e-

 

c)    Família dos ametais halogênios: Estes elementos possuem sete elétrons na sua camada de Valência e, ao contrário dos metais, tendem a receber elétrons em vez de doá-los, transformando-se em íons negativos de carga 1. Esses elementos são muito eletronegativos.

 

Exemplo: Br2 + 2e- à 2Br-

 

É importante ressaltar que a facilidade de ceder elétrons varia dentro das famílias dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como a facilidade de receber elétrons dentro da família dos halogênios.

 

 

Material e Reagentes

 

-Bastão de vidro                            

-Béqueres de 100 ml                     

-Bico de gás                                   

-Conta-gotas                                    

-Espátula                                        

-Pipeta de 10 ml                            

-Proveta de 50 ml

-Tela de amianto

-Tubos de ensaio

-Sódio

-Potássio

-Magnésio 

-HNO3 ou HCl 1 mol/L

-Fenoftaleína

-KI 0,1 mol/L

-KCl ou NaCl 0,1 mol/L

-KBr 0,1 mol/L

-Pb(NO3)2 0,05 mol/L

Amido 1%

Cl2(aq)

Br2(aq)

 

Parte Experimental

 

1)    1.1- Na + H2O à NaOH + H+

 

1.2- H2O + Na + fenolftaleína à A Solução ficará rosa.

 

1.3- NaOH + HCl à NaCl + H2O

 

2)    K+ + H2O à KOH + H+ à(fenolftaleína) KOH + HNO3

 

KOH + H2O à KNO2 + H2O

 

3)    1- Ca + H2o à Ca(OH)2 + H+

Ca(OH)2 + 2HCl à CaCl2 + H2O

          2- Mg + H2O à Mg(OH)2  + H2(g)

          Mg(OH)2 + 2HCl à MgCl2 + 2H2O

Prática número 07

 

Equilíbrio Químico

Objetivos:

Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;

Conhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico;

Determinar uma constante de equilíbrio.

Considerações finais:

Muitas reações químicas mão se processam totalmente, como se poderia esperar. Temos assim:

  • Equilíbrio estático: quando a reação simplesmente para em um determinado ponto.
  • Equilíbrio dinâmico:  o que realmente ocorre sendo duas reações.

No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais, explicando-se dessa maneira, pois nada mais se modifica sob aspecto macroscópico.

H2 (g) -------------  2 HI (g)

È uma reação reversível e é representada:

Keq = [HI]² / [H2] x [I2]

Aa + bB ------------- cC + dD 

 

Os principais fatores que influenciam sobre o equilíbrio químico são:

  • Concentração das espécies envolvidas na reação.
  • Temperatura;
  • Variação de volume;
  •  

A influencia dos fatores mencionados pode ser estudado com fundamento no principio de Lê Chatelier, segundo o qual um sistema em equilíbrio tende a anular ou, pelo menos, atenuar os efeitos de forças que agem sobre ele.

 

 

a)    EFEITO DE CONCENTRAÇÃO:

 

            Ao alterar as concentrações de reagentes ou produtos, o equilíbrio se deslocara em um ou outro sentido, aumentando ou diminuindo a extenção da reação. EX:

Cr2O7 ­ -²(aq)  + H2O ------------------------ >2 CrO4 -² + 2H +(aq)

 Cor Laranja                                                                        Cor amarela

Keq = [H+]² x [CrO4]² / [Cr2O7­­-²]

b)    EFEITO DA TEMPERATURA:

 

 O aumento da temperatura provocará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação endotérmica. E a diminuição da temperatura provocará o deslocamento no sentido exotérmico.

 

 Ex: PbI (g)  ------------------- >  Pb +² (aq)  + 2 I – (aq)

Keq :  [Pb +²] x [I -]²

 Produto de solubilidade:  Kps: [Pb +²] x [I -]²

c)    EFEITO DE VARIAÇÃO:

            O aumento do volume causa aumento do espaço entre as partículas.  O EquIilÍbrio se deslocara no sentido de diminuir este espaço quando possível, ou seja, no sentido e aumentar o n° de partículas.

Ex: 2 NO2 <------------------------à  N2O4

         Marrom                                   incolor

Materiais:

Balão de vidro, Béquer 100 mL, bico de gás, conta-gotas, funil analítico, potenciômetro, tela de amianto, tubos de ensaio.

 

Reagentes:

K2CrO4 0,1 mol/L, K2CrO7 o,1 mol/L, HNO3 ou HCl 1 mol/L, NaOH ou KOH 1 mol/L, PbI2, Ca(OH)2, BaCl2 1 mol/L.

Parte Experimental:

1)

Respostas: 

 

2 mL de K2CrO7 o,1 mol/L + NaOH 1 mol/l

2 ml de K2CrO4  o,1 mol/L  + HCl 1 mol/l

 

A solução de K2CrO7 é de cor laranja e o  K2CrO4 é amarela.

            Após a adição de NaOH em K2CrO7 a solução fica amarela. Ao acrescentar HCl no K2CrO4 a solução ficou laranja. Houve deslocamento.

 

2)

Resposta:

2 mL de K2CrO7   mol/l + 2 ml de BaCl2 o,1 mol/l   --------à nessa mistura a cor não modifica, continua amarela clara. Após a mistura com o HCl ocorre precipitação.

2 ml de K2CrO7   +  BaCl 0,1 mol/l -----------à  a solução continua laranja claro. A pos a mistura com o NaOH a cor passa para amarelo e não forma precipitado.

 

4)

Resposta:

 

Após a mistura de Ca(OH)2 em 50ml de H2O, observa-se pouca solubilidade do Ca(OH)2, formando corpo de fundo característico.

 

            Ca(OH)2(s) --------------------------------à Ca +² + 2 OH –

 

 

Kps = (x)x(2x)²

Kps= 4 x³

1,3 x 10 – 6 = 4 x³

 

x= 6,875 x 10 -³

 

[OH] = 2x = 13,75  x 10-³ mol/l

pOH = - log [OH -]

pOH = -log 13,75 x 10 -³

pOH = 1,14

 

14 – 1,14 = pH

pH = 12,86

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática número 08

Velocidades das reações químicas.

 Objetivos:

Mostrar que reações químicas ocorrem em diferentes velocidades;

Mostrar, num caso particular, como é possível medir a velocidade de uma reação.

Verificar a influencia da temperatura na velocidade das reações químicas.

Verificar a influencia da concentração dos reagentes na velocidade das reações químicas.

 Considerações iniciais:

            Fenômenos químicos ou reações químicas ocorrem em diferentes velocidades. Alguns são muito rápidas e outras são mais lentas.

  • Reações químicas rápidas: é o caso da maioria das reações entre íons em solução;

EX: Pb +² (aq) + 2 I – (aq) ------------------------------------à PbI2 (s)

  • Reações químicas lentas: é o caso da reações entre o metal e o ferro e o acido sulfúrico.

 

Ex: Fe (s) + H2SO4 (aq)-----------------------------à FeSO 4 (aq) + H2 (g)

Outras, ainda são extremamente lentas, como a reação entre H2 e O2, na formação de água, em condições ambientais normais.

            Dessa forma, percebe-se que as reações que não envolvem reagrupamentos d ligação são mais rápidas que as que os envolvem, embora  haja exceções.

             A velocidade de uma reação depende dos seguintes fatores:

a)    Natureza dos reagentes:

 

O tipo de reagente em um fenômeno químico influencia na velocidade do mesmo. Sendo que as reações entre íons são geralmente rápidas e entre moléculas são na maioria das vezes lentas.

b)    Quantidade ou concentração dos reagentes:

 

 De acordo com a teoria de colisão, as moléculas devem colidir para reagir. Assim, essa teoria define o papel da concentração e da temperatura na velocidade das reações.

      O aumento da concentração de um reagente aumenta a velocidade de uma reação. Isso ocorre devido à maior freqüência de choques efetivos entre as espécies reagentes.

c)    Temperatura:

 

Quando se aquece um sistema, aumenta-se a energia das moléculas, aumentando, por tanto, a eficiência dos choques inter moleculares e, conseqüentemente, a velocidade da reação entre moléculas, por exemplo, é necessário que os choques sejam suficientemente energéticos para causarem ruptura de ligações químicas já existentes.

EX:

 

d)    Catalisador:

 

Ao substancias que, por processos, tem a capacidade de diminuir a barreira, conhecida como energia de ativação de uma reação química, causando por tanto, de modo geral o aumento da velocidade de reação química.

Define-se velocidade de reação como o  decréscimo da concentração do reagente ou de um dos reagentes na unidade de tempo.

Fórmula: V =  Δ (R)/ t

                 

È importante medir a velocidade de uma reação química e também conhecer quando esta acabou, uma vez que as espécies em reação (átomos, íons ou moléculas) são invisíveis.

Materiais

Béquer de 100 ml, bico de gás, cronômetro, pepitas quadradas de 10 ml, rolha de borracha, tela de amianto, termômetro e Tubos de ensaio.

Reagentes:

KMnO4 0,0025 mol/l, C12H22O11 1 mol/l (sacarose), H2SO4   

Prática número 13

CELULAS GALVANICAS (PILHAS)

Definição:

            São elementos de circuito que transforma qualquer modalidade de energia elétrica.

Pilha de Daniel:

 

 

Objetivo:

      Compreender que reações de axirredução podem ser utilizadas para produzir trabalho útil (corrente eletrica).

 

Considerações Iniciais:

            Quando uma barra de zinco pe colocada num béquer contendo solução aquosa de sulfato de cobre ocorre uma reação espontânea de oxirredução.

 

Zn(s) + Cu +² (aq) ------------------------------à Zn +² (aq)   + Cu (s)

 

Essa reação é evidenciada pela formação de cobre metálico, avermelhado e esponjoso sobre a superfície do zinco. A cor azul dos íons Cu +² em solução enfraquece á medida que ele é substituído pelos íons Zn+² incolores.

 

Zn --------------------------------à Zn +² = 2 e- (oxidação)

Cu +² + 2 e- ------------------à Cu (redução)

 

Esses fenômenos são dependentes, não ocorrem um sem o outro.

 

Zn --------------------------------à Zn +² + 2 e-  E = + 0,76 volts (redutor)

 

Cu +² + 2 e- ------------------à Cu   E= -0,34 volts (oxidante)

___________________________________________

 

Zn(s)  + CU (aq) ----------------------------à Zn +² (aq) + Cu(s)

Por tanto:

 

ΔE = E  (maior) – E (menor)

 

ΔE = + 0,76 – (-0,34)

 

ΔE = + 1,1 volts

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Considerações Finais

Através deste Relatório de pesquisa, pôde-se compreender melhor a importância das soluções, conhecer os seus tipos e os conceitos de solubilidade; obter substâncias e aprender técnicas de purificação destas; verificar semelhanças e diferenças nas propriedades químicas de elementos de uma mesma família da Tabela Periódica; distinguir fenômenos químicos e físicos; além de caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos e mostrar as diferentes velocidades das reações químicas.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática número 07

Equilíbrio Químico

Objetivos:

Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;

Conhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico;

Determinar uma constante de equilíbrio.

Considerações finais:

Muitas reações químicas mão se processam totalmente, como se poderia esperar. Temos assim:

  • Equilíbrio estático: quando a reação simplesmente para em um determinado ponto.
  • Equilíbrio dinâmico:  o que realmente ocorre sendo duas reações.

No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais, explicando-se dessa maneira, pois nada mais se modifica sob aspecto macroscópico.

H2 (g) -------------  2 HI (g)

È uma reação reversível e é representada:

Keq = [HI]² / [H2] x [I2]

Aa + bB ------------- cC + dD 

 

Os principais fatores que influenciam sobre o equilíbrio químico são:

  • Concentração das espécies envolvidas na reação.
  • Temperatura;
  • Variação de volume;
  •  

A influencia dos fatores mencionados pode ser estudado com fundamento no principio de Lê Chatelier, segundo o qual um sistema em equilíbrio tende a anular ou, pelo menos, atenuar os efeitos de forças que agem sobre ele.

 

 

a)    EFEITO DE CONCENTRAÇÃO:

 

            Ao alterar as concentrações de reagentes ou produtos, o equilíbrio se deslocara em um ou outro sentido, aumentando ou diminuindo a extenção da reação. EX:

Cr2O7 ­ -²(aq)  + H2O ------------------------ >2 CrO4 -² + 2H +(aq)

 Cor Laranja                                                                        Cor amarela

Keq = [H+]² x [CrO4]² / [Cr2O7­­-²]

b)    EFEITO DA TEMPERATURA:

 

 O aumento da temperatura provocará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação endotérmica. E a diminuição da temperatura provocará o deslocamento no sentido exotérmico.

 

 Ex: PbI (g)  ------------------- >  Pb +² (aq)  + 2 I – (aq)

Keq :  [Pb +²] x [I -]²

 Produto de solubilidade:  Kps: [Pb +²] x [I -]²

c)    EFEITO DE VARIAÇÃO:

            O aumento do volume causa aumento do espaço entre as partículas.  O EquIilÍbrio se deslocara no sentido de diminuir este espaço quando possível, ou seja, no sentido e aumentar o n° de partículas.

Ex: 2 NO2 <------------------------à  N2O4

         Marrom                                   incolor

Materiais:

Balão de vidro, Béquer 100 mL, bico de gás, conta-gotas, funil analítico, potenciômetro, tela de amianto, tubos de ensaio.

 

Reagentes:

K2CrO4 0,1 mol/L, K2CrO7 o,1 mol/L, HNO3 ou HCl 1 mol/L, NaOH ou KOH 1 mol/L, PbI2, Ca(OH)2, BaCl2 1 mol/L.

Parte Experimental:

1)

Respostas: 

 

2 mL de K2CrO7 o,1 mol/L + NaOH 1 mol/l

2 ml de K2CrO4  o,1 mol/L  + HCl 1 mol/l

 

A solução de K2CrO7 é de cor laranja e o  K2CrO4 é amarela.

            Após a adição de NaOH em K2CrO7 a solução fica amarela. Ao acrescentar HCl no K2CrO4 a solução ficou laranja. Houve deslocamento.

 

2)

Resposta:

2 mL de K2CrO7   mol/l + 2 ml de BaCl2 o,1 mol/l   --------à nessa mistura a cor não modifica, continua amarela clara. Após a mistura com o HCl ocorre precipitação.

2 ml de K2CrO7   +  BaCl 0,1 mol/l -----------à  a solução continua laranja claro. A pos a mistura com o NaOH a cor passa para amarelo e não forma precipitado.

 

4)

Resposta:

 

Após a mistura de Ca(OH)2 em 50ml de H2O, observa-se pouca solubilidade do Ca(OH)2, formando corpo de fundo característico.

 

            Ca(OH)2(s) --------------------------------à Ca +² + 2 OH –

 

 

Kps = (x)x(2x)²

Kps= 4 x³

1,3 x 10 – 6 = 4 x³

 

x= 6,875 x 10 -³

 

 

[OH] = 2x = 13,75  x 10-³ mol/l

pOH = - log [OH -]

pOH = -log 13,75 x 10 -³

pOH = 1,14

 

14 – 1,14 = pH

pH = 12,86

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática número 08

Velocidades das reações químicas.

 Objetivos:

Mostrar que reações químicas ocorrem em diferentes velocidades;

Mostrar, num caso particular, como é possível medir a velocidade de uma reação.

Verificar a influencia da temperatura na velocidade das reações químicas.

Verificar a influencia da concentração dos reagentes na velocidade das reações químicas.

 Considerações iniciais:

            Fenômenos químicos ou reações químicas ocorrem em diferentes velocidades. Alguns são muito rápidas e outras são mais lentas.

  • Reações químicas rápidas: é o caso da maioria das reações entre íons em solução;

EX: Pb +² (aq) + 2 I – (aq) ------------------------------------à PbI2 (s)

  • Reações químicas lentas: é o caso da reações entre o metal e o ferro e o acido sulfúrico.

 

Ex: Fe (s) + H2SO4 (aq)-----------------------------à FeSO 4 (aq) + H2 (g)

Outras, ainda são extremamente lentas, como a reação entre H2 e O2, na formação de água, em condições ambientais normais.

            Dessa forma, percebe-se que as reações que não envolvem reagrupamentos d ligação são mais rápidas que as que os envolvem, embora  haja exceções.

             A velocidade de uma reação depende dos seguintes fatores:

e)    Natureza dos reagentes:

 

O tipo de reagente em um fenômeno químico influencia na velocidade do mesmo. Sendo que as reações entre íons são geralmente rápidas e entre moléculas são na maioria das vezes lentas.

f)     Quantidade ou concentração dos reagentes:

 

 De acordo com a teoria de colisão, as moléculas devem colidir para reagir. Assim, essa teoria define o papel da concentração e da temperatura na velocidade das reações.

      O aumento da concentração de um reagente aumenta a velocidade de uma reação. Isso ocorre devido à maior freqüência de choques efetivos entre as espécies reagentes.

g)    Temperatura:

 

Quando se aquece um sistema, aumenta-se a energia das moléculas, aumentando, por tanto, a eficiência dos choques inter moleculares e, conseqüentemente, a velocidade da reação entre moléculas, por exemplo, é necessário que os choques sejam suficientemente energéticos para causarem ruptura de ligações químicas já existentes.

EX:

 

h)   Catalisador:

 

Ao substancias que, por processos, tem a capacidade de diminuir a barreira, conhecida como energia de ativação de uma reação química, causando por tanto, de modo geral o aumento da velocidade de reação química.

Define-se velocidade de reação como o  decréscimo da concentração do reagente ou de um dos reagentes na unidade de tempo.

 

Fórmula: V =  Δ (R)/ t

                            

È importante medir a velocidade de uma reação química e também conhecer quando esta acabou, uma vez que as espécies em reação (átomos, íons ou moléculas) são invisíveis.

Materiais

Béquer de 100 ml, bico de gás, cronômetro, pepitas quadradas de 10 ml, rolha de borracha, tela de amianto, termômetro e Tubos de ensaio.

Reagentes:

KMnO4 0,0025 mol/l, C12H22O11 1 mol/l (sacarose), H2SO4    

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Prática número 13

CELULAS GALVANICAS (PILHAS)

Definição:

            São elementos de circuito que transforma qualquer modalidade de energia elétrica.

Pilha de Daniel:

 

 

Objetivo:

      Compreender que reações de axirredução podem ser utilizadas para produzir trabalho útil (corrente eletrica).

 

Considerações Iniciais:

            Quando uma barra de zinco pe colocada num béquer contendo solução aquosa de sulfato de cobre ocorre uma reação espontânea de oxirredução.

 

Zn(s) + Cu +² (aq) ------------------------------à Zn +² (aq)   + Cu (s)

 

Essa reação é evidenciada pela formação de cobre metálico, avermelhado e esponjoso sobre a superfície do zinco. A cor azul dos íons Cu +² em solução enfraquece á medida que ele é substituído pelos íons Zn+² incolores.

 

Zn --------------------------------à Zn +² = 2 e- (oxidação)

Cu +² + 2 e- ------------------à Cu (redução)

 

Esses fenômenos são dependentes, não ocorrem um sem o outro.

 

Zn --------------------------------à Zn +² + 2 e-  E = + 0,76 volts (redutor)

 

Cu +² + 2 e- ------------------à Cu   E= -0,34 volts (oxidante)

___________________________________________

 

Zn(s)  + CU (aq) ----------------------------à Zn +² (aq) + Cu(s)

Por tanto:

 

ΔE = E  (maior) – E (menor)

 

ΔE = + 0,76 – (-0,34)

 

ΔE = + 1,1 volts.

REFERÊNCIA:

1-www.periodicoscapes.gov.br

Perfil do Autor

JOHNSON PONTES DE MOURA

Johnson Pontes de Moura possui graduação em ENGENHARIA QUÍMICA pela Universidade Federal do Rio Grande do Norte (2000) e mestrado em Engenharia Química pela Universidade Federal do Rio Grande do Norte (2007). , atuando principalmente nos seguintes temas: Modelagem de de transmissão de calor em alimentos submetidos a protótipos de energia alternativa(fogões solares); Estudo comparativo entre as formas de energias convencionais e não convencionais; Secadores solares. Atualmente(2008), doutorando em Engenharia Química pela Universidade Federal de Campina Grande e pós-graduando no Curso de Licenciamento Ambiental on shore(PROMINP-PETROBRAS). (Texto informado pelo autor)