Relatório Quimica Geral Para Engenharia Para Preencher

UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ CENTRO DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA

UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ CENTRO DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA E INORGÂNICA

RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL

QUÍMICA GERAL PARA ENGENHARIA PROF. JEANNY TURMA: 5C HORÁRIO: SEXTA 10 AS 12H

NOME: DANIELE GONÇALVES DE ARAÚJO MATRÍCULA: 0303310

PRÁTICA: EXPERIMENTO 9 - CINÉTICA QUÍMICA EQUILÍBRIO

DATA DE REALIZAÇÃO DA PRÁTICA: 04/10/2013

DATA DE ENTREGA DO RELATÓRIO: 04/10/2013

1. OBJETIVOS

Analisar os fatores que afetam a velocidade das reações químicas;

Determinar a constante de equilíbrio para uma reação química, a partir das concentrações iniciais dos

reagentes;

Verificar o princípio de Le Chatelier através do estudo de sistema apresentado.

2. RESULTADOS E DISCUSSÃO

Parte A – Estudo de fatores que afetam a velocidade de reação

Inicialmente, foram analisada três amostras com 2mL de HCl (2M) cada, onde a primeira continha zinco,

a segunda magnésio e a terceira alumínio. Nessas amostras foi avaliado a velocidade da reação do ácido

clorídrico com os metais, obtendo a tabela 01 abaixo.

Tabela 01 – Reação dos Metais com Ácido Clorídrico

Metal + HCl Reação Química Características Velocidade da reação

Magnésio 2+H2 liberação de gás e

liberação de calor

Instantânea

Zinco 2+H2 Liberação de gás Intermediária

Alumínio 2+2AlCl3 Demorou a reagir,

liberação de gás

Muito lenta

Durante o experimento, observou-se que a amostra com magnésio obteve a reação mais rápida, reagindo

instantaneamente ao ácido clorídrico, liberando gás (H2) e formando cloreto de magnésio. Já a amostra com

zinco dissolveu-se de forma intermediária, formando cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio. Desse modo,

a reação mais lenta foi com a amostra de alumínio. Contudo, segundo a literatura, o alumínio deveria

apresentar uma reação mais rápida que a do zinco, devido a sua localização na série de reatividade:

Mg>Al>Zn. Mas, isso não foi possível de ser observado durante a prática, devido a presença de uma espécie

de camada protetora no alumínio. Essa camada é um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação

de alumínio com ar. A reação se torna mais lenta, pois o ácido demora a reagir com o filme de óxido e só

depois que este é consumido, que a reação reagirá vigorosamente, como é o esperado. Na segunda parte, comparou-se a velocidade da reação entre duas amostras com 2mL de HCl e magnésio,

variando apenas a concentração do ácido clorídrico, a primeira amostra continha 2M e a outra 4M. A amostra

com maior concentração de HCl obteve maior velocidade de reação, Isso ocorreu, pois a concentração dos

reagentes está diretamente relacionada a velocidade da reação, quanto maior o valor da concentração, maior

será a velocidade da reação.

Na terceira parte, duas amostras contendo 2mL de HCl (3M) foram analisadas, a primeira foi colocada

no banho de gelo, enquanto a segunda permaneceu a temperatura ambiente. Depois de cinco minutos, foi

adicionada zinco a cada uma das amostras e observou-se a velocidade da reação em ambas. A amostra, que se

encontrava à temperatura ambiente, obteve maior velocidade do que a amostra em banho de gelo. Isso ocorreu

devido ao aumento da temperatura do sistema, o qual interfere diretamente no ganho de energia cinética das

partículas dos reagentes, que proporciona maior choques efetivo entre as partículas, e o consequente aumento

na velocidade das reações.

PARTE B – Preparo de soluções-padrão de FeSCN2+

A solução-padrão A foi preparada num balão volumétrico de 100mL, adicionando ao mesmo 20mL de

Fe(NO3)3 0,2M e 4,8mL de HSCN 0,002M, e completando o restante com HNO3 0,5M. Já a solução-padrão

B foi preparada de forma semelhante, porém utilizando metade do volume de HSCN 0,002M, ou seja 2,4mL.

Ambas as soluções apresentam a reação expressa logo abaixo:

Fe3+(aq) + HSCN(aq) ↔ FeSCN2+(aq) + H1+(aq)

Como a concentração de Fe3+ está em excesso em relação ao HSCN, desse modo a reação é fortemente

deslocada para a direita. Sendo assim, podemos considerar que todo HSCN foi consumido e transformado em

FeSCN2+. Através dos dados fornecidos no parágrafo anterior, podemos calcular a concentração de

FeSCN2+para as soluções padrões A e B de acordo com estequiometria:

Para a solução-padrão A, obtemos a seguinte concentração de FeSCN2+:

V(HSCN) x C(HSCN) = V(FeSCN2+) x C(FeSCN2+)

4,8mL x 0,002M = 100mL x C(FeSCN2+)

C(FeSCN2+) = 0,000096M

Para a solução-padrão B, obtemos a seguinte concentração de FeSCN2+:

V(HSCN) x C(HSCN) = V(FeSCN2+) x C(FeSCN2+)

2,4mL x 0,002M = 100mL x C(FeSCN2+)

C(FeSCN2+) = 0,000048M

Podemos considerar HSCN o reagente limitante, sendo assim a quantidade máxima formada de

FeSCN2+dependerá da quantidade inicial de HSCN envolvida na reação. PARTE C – Estimativa do erro do método visual no cálculo das concentrações de FeSCN2+

Duas amostras foram preparadas, uma contendo solução-padrão A e outra com solução-padrão B, ambas

ocupando metade do tubo de ensaio. A amostra com solução-padrão A possuía coloração laranja mais intensa

em comparação a solução-padrão B. Então, transferiu-se um pouco da solução-padrão A para béquer, até que

a mesma atingisse uma coloração semelhante a B. Logo após, mediu-se a altura da solução-padrão A e B com

uma régua, obtendo 3,1cm e 6,9cm, respectivamente.

Calculando a razão entre as alturas, obteve-se o seguinte valor:

𝐻𝑏

𝐻𝑎=

6,9

3,1= 2,2258

Como a concentração da solução-padrão B é o dobro da solução-padrão A, espera-se que a razão entra as

alturas de Be A seja dois. Contudo, esse valor não foi encontrado, então é necessário estabelecer o erro

percentual, através do cálculo abaixo:

𝐸 =∣2−2,2258∣

2∗ 100 => 𝐸 = 11,29

O método visual obteve erro percentual de 11,29%.

PARTE D – Determinação da constante de equilíbrio (Kc)

Durante o experimento foram separados cinco tubos de ensaio, cada um contendo quantidades diferentes dos

mesmos reagentes: Fe(NO3)3 (2x10-3M),HSCN (2x10-3M) e HNO (0,5M). Depois, foi empregado o método

de comparação visual, o mesmo utilizado anteriormente na parte C, medindo as alturas da solução-padrão A e

da solução desconhecida em centímetros. A tabela 02 foi montada com esses valores e de acordo com a

expressão, abaixo:

[FeSCN2+]desconhecida x Hdesconhecida = [FeSCN2+]padrãoA x HpadrãoA

*Obs: Durante a parte B, foi determinado a concentração da solução-padrão A igual a 0,000096M.

Exemplo: Para o sistema 01, realizou-se o seguinte cálculo:

[FeSCN2+]desconhecida x Hdesconhecida = [FeSCN2+]padrãoA x HpadrãoA

[FeSCN2+]desconhecida x 6,0 cm = 0,000096M x 1,9cm

[FeSCN2+]desconhecida = 3,04 x 10-5M

O mesmo raciocínio foi utilizado nos demais sistemas, estabelecendo a tabela 02 a seguir:

Tabela 02 – Determinação da concentração de FeSCN2+ no equilíbrio através do método visual.

Sistema Altura da solução-padrão A

(cm)

Altura da solução desconhecida

(cm)

[FeSCN2+] no equilíbrio

1 1,9 6,0 3,04 x 10-5M

2 4,0 6,0 6,40 x 10-5M

3 4,7 6,1 7,40 x 10-5M

4 5,9 5,0 1,13 x 10-4M

5 5,9 3,9 1,45 x 10-4M

A concentração dos reagentes após a diluição foi calculada através de estequiometria, esses valores

correspondem a concentração inicial dos reagentes:

I) Calculando a concentração inicial de Fe+3:

*Como os valores são iguais para os cinco sistemas, temos:

M1V1 = M2V2

2 x 10-3 x 5 = M2 x 10

M2 = 1 x 10-3 mol/L

=> A concentração de Fe+3 = 1 x 10-3 mol/L, para todos os cinco sistemas

II) Calculando a concentração inicial de HSCN, temos:

Sistema 1 Sistema 2

M1V1 = M2V2 M1V1 = M2V2

2 x 10-3 x 1 = M2 x 10 2 x 10-3 x 2 = M2 x 10

M2 = 2 x 10-4 mol/L M2 = 4 x 10-4 mol/L

Sistema 3 Sistema 4

M1V1 = M2V2 M1V1 = M2V2

2 x 10-3 x 3 = M2 x 10 2 x 10-3 x 4 = M2 x 10

M2 = 6 x 10-4 mol/L M2 = 8 x 10-4 mol/L

Sistema 5

M1V1 = M2V2

2 x 10-3 x 5 = M2 x 10

M2 = 1 x 10-3 mol/L

Através desses cálculos, foi possível estabelecer a tabela 03 referente a concentração inicial dos reagentes:

Tabela 03 – Concentração inicial dos reagentes

Sistema [Fe+3] [HSCN]

1 1 x 10-3 mol/L 2 x 10-4 mol/L

2 1 x 10-3 mol/L 4 x 10-4 mol/L

3 1 x 10-3 mol/L 6 x 10-4 mol/L

4 1 x 10-3 mol/L 8 x 10-4 mol/L

5 1 x 10-3 mol/L 1 x 10-3 mol/L

A constante de equilíbrio (Kc) para o sistema pode ser descrita dessa forma:

𝐾𝑐 =[𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁 + 2]

[𝐹𝑒 + 3]𝑥[𝐻𝑆𝐶𝑁]

Para calculá-la será necessário avaliar os sistemas individualmente e calcular os seus respectivos valores

referentes ao Kc, só então será possível estipular o Kc médio, de acordo com o procedimento abaixo:

Sistema 01

[Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc

Início 1 x 10-3 mol/L 2 x 10-4 mol/L 0 0

Metade 1 x 10-3 − 3,04 x 10-5 2 x 10-4 −3,04 x 10-5 3,04 x 10-5mol/L 3,04 x 10-5mol/L

Equilíbrio 9,7 x 10-4 1,7 x 10-4 3,04 x 10-5mol/L 3,04 x 10-5mol/L

𝐾𝑐 =3,04𝑥10−5

9,7𝑥10−4𝑥1,7𝑥10−4=> Kc = 184,354

Sistema 02



Metade 1 x 10-3− 6,40 x 10-5 4 x 10-4 − 6,40 x 10-5 6,40 x 10-5 mol/L 6,40 x 10-5 mol/L

Equilíbrio 9,36 x 10-4 3,36 x 10-4 6,40 x 10-5 mol/L 6,40 x 10-5 mol/L

𝐾𝑐 =6,4𝑥10−5

9,36𝑥10−4𝑥3,36𝑥10−4=> Kc = 203,500

Sistema 03



Metade 1 x 10-3−7,40 x 10-5 6 x 10-4−7,40 x 10-5 7,40 x 10-5 mol/L 7,40 x 10-5 mol/L


𝐾𝑐 =7,4𝑥10−5

9,26𝑥10−4𝑥5,26𝑥10−4=> Kc = 151,927

Sistema 04



Metade 1 x 10-3−1,13 x 10-4 8 x 10-4−1,13 x 10-4 1,13 x 10-4M 1,13 x 10-4M

Equilíbrio 8,87 x 10-4 6,87 x 10-4 1,13 x 10-4M 1,13 x 10-4M

𝐾𝑐 =1,13𝑥10−4

8,87𝑥10−4𝑥6,87𝑥10−4=> Kc = 185,438

Sistema 05



Metade 1 x 10-3−1,45 x 10-4 1 x 10-3−1,45 x 10-4 1,45 x 10-4 mol/L 1,45 x 10-4 mol/L


𝐾𝑐 =1,45𝑥10−4

8,55𝑥10−4𝑥8,55𝑥10−4=> Kc = 198,352

Através das concentrações no estado de equilíbrio podemos montar a tabela 04 com os valores referentes

ao Kc e a média dos mesmos.

Tabela 04 – Valores referentes a concentração de equilíbrio Kc

Sistema [Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc Kc Médio

1 9,7 x 10-4M 1,7 x 10-4M 3,04 x 10-5mol/L 184,354

184,71

2 9,36 x 10-4M 3,36 x 10-4M 6,40 x 10-5 M 203,500

3 9,26 x 10-4M 5,26 x 10-4M 7,40 x 10-5 M 151,927

4 8,87 x 10-4M 6,87 x 10-4M 1,13 x 10-4M 185,438

5 8,55 x 10-4M 8,55 x 10-4M 1,45 x 10-4 M 198,352

Na teoria, o valor para a constante de equilíbrio para os cinco sistemas não deveria sofrer alteração.

Contudo, como vimos experimentalmente, isso não ocorre na prática. Mas, embora a constante de equilíbrio

embora não apresente um único valor invariável, percebe-se que o valor para a Kc não sofreu grandes

alterações, quanto ao desvio padrão de 17,8 entre os valores apresentados. Além disso, comparando o Kc

médio com o valor encontrado na literatura para a mesma reação (Kc = 200), obtêm-se um erro percentual de

apenas 7,65%, um resultado bastante satisfatório. Confira abaixo, o cálculo do erro experimental:

𝐸 =∣200−184,71∣

200∗ 100=> E = 7,65%

Além disso, também é possível estabelecer uma relação entre reagentes e produtos, através dos valores

obtidos para a constante de equilíbrio. Pois, matematicamente, quando um (Kc >>>1) isso significa que o

equilíbrio químico está deslocado para a direita, favorecendo a formação dos produtos. Esse tipo de reação é

considerada de alto rendimento. Sendo assim, como obtivemos um (Kc médio = 184,71) podemos considerar

a reação como de alto rendimento.

PARTE E – Verificação do princípio de Le Chatelier: Duas ampolas de vidro, contendo gás dióxido de nitrogênio (NO2) foram analisadas: A primeira

permaneceu a temperatura ambiente, enquanto a segunda foi mergulhada num béquer contendo gelo e sal

grosso. Após algum tempo, retirou-se a segunda ampola do gelo e constatou-se uma alteração entre a coloração

das amostras, pois enquanto a primeira havia permanecido com a coloração castanha, a segunda adquirido

uma tonalidade mais clara, após ser retirada do gelo. Essa diferença visual entre as amostras está intimamente

ligada ao tipo de reação química, que ocorre dentro da ampola:

N2O4 + Calor ↔ 2NO2

Sabemos que o tetróxido de hidrogênio (N2O4) é incolor, enquanto o NO2 possui coloração castanha.

Além disso, sabe-se que a coloração de um gás está relacionada com suas moléculas, ou seja quanto mais

moléculas estiverem presentes numa amostra, mais concentrado o gás estará e mais intensa será a sua cor.

Analisando a estequiometria da reação química, percebe-se que cada molécula de N2O4 formaria duas

moléculas de NO2. E com a retirada de calor do sistema, o equilíbrio seria deslocado, favorecendo a produção

de N2O4. Sendo assim, à medida que a temperatura diminuísse, as moléculas de NO2 reagiriam, aumentando

a concentração de N2O4 em detrimento da sua, a qual diminuiria. Desse modo, a concentração de N2O4 (gás

incolor) seria superior a concentração de NO2 (coloração castanha), afetando a cor da amostra, pois a apenas

o NO2 (em menor concentração) seria responsável pela coloração da ampola.

Além disso, tal comportamento está de acordo com princípio de Le Chatelier, que determina: “Se um

sistema em equilíbrio é alterado por qualquer modo, o sistema deslocar-se-á no sentido de minimizar o efeito

da mudança”. Visto que a diminuição de temperatura, foi o fator que alterou o equilíbrio do sistema, retirando

calor do mesmo e deslocando o equilíbrio para a formação de N2O4 (incolor), e consequentemente aumentando

a concentração do mesmo em detrimento da concentração de NO2 (cor castanha), alterando a coloração da

mistura dentro da ampola para um tom mais claro.

4. CONCLUSÕES

Inicialmente, a velocidade das reações entre metais e ácido clorídrico foi analisada através da

comparação entre amostras de zinco, magnésio e alumino, reagindo com ácido clorídrico. Dentre as

amostras, o magnésio obteve maior reatividade e o alumínio foi a mais lenta. Infelizmente, esse

resultado não está de acordo com o esperado, pois segundo a literatura eles deveriam apresentar a

seguinte ordem, quanto a velocidade da reação: Mg>Al>Zn. Contudo, essa discrepância em relação a

velocidade do alumínio pode ser justificada, se considerarmos a camada protetora que o mesmo possui

e provavelmente deixou a velocidade da reação mais lenta.

Depois, a influência das concentrações na velocidade da reação foi analisada através da

comparação entre dois experimentos contendo HCl com concentrações diferentes, a amostra com maior

concentração do ácido obteve a maior velocidade de reação, o que está de acordo com o esperado.

Em seguida, as velocidades de duas amostras idênticas de zinco e ácido clorídrico foram

comparadas e observou-se que a amostra com maior temperatura obteve maior velocidade de reação, o

que está de acordo com o previsto.

Durante a segunda os resultados obtidos determinam uma concentração de FeSCN2+ na solução-

padrão A de 9,6 x 10-5M, enquanto a solução-padrão B apresentou 4,8 x 10-5M. O que está de acordo

com o previsto, visto que a solução A apresentou o dobro de HSCN do que a solução-padrão B e como

HSCN assumiu o papel de agente limitante da reação, foi a sua concentração que determinou a

produção de FeSCN2+

A estimativa do erro ao realizar o método visual para o cálculo das concentrações de FeSCN2+,

foi empregado para as soluções-padrões A e B, obtendo uma razão entre as alturas de aproximadamente

2,2cm e um erro percentual de 11,29%. Esse resultado pode ser considerado satisfatório, visto que o

método utilizado se baseia numa apuração meramente visual do operador.

Depois, na parte D foi utilizado o método de comparação visual entre as cores dos sistemas e a

solução-padrão A e cinco sistemas desconhecidos para a determinação da constante de equilíbrio. Na

literatura, o valor da constante de equilíbrio é invariável para todos os sistemas, contudo isso não

ocorrei na prática. Onde os valores encontrados experimentalmente, obtiveram um desvio padrão de

17,8. Além disso, o experimento apresentou um Kc médio de 184,71 e um erro experimental de 7,65%.

Na última parte, o princípio de Le Chatelier foi atestado através da comparação de duas ampolas

de NO2 em temperaturas diferentes. Através desse experimento, foi possível compreender a

temperatura como fator de alteração no equilíbrio da reação, onde a retirada de calor do sistema,

proporcionou o deslocando do equilíbrio para a formação de N2O4 (incolor) em detrimento da

concentração de NO2 (coloração castanha). Esse efeito pode ser comprovado visualmente, com a

mudança de cor das amostras analisadas.

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