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
[Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc
Início 1 x 10-3 mol/L 4 x 10-4 mol/L 0 0
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
[Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc
Início 1 x 10-3 mol/L 6 x 10-4 mol/L 0 0
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
Equilíbrio 9,26 x 10-4 5,26 x 10-4 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
[Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc
Início 1 x 10-3 mol/L 8 x 10-4 mol/L 0 0
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
[Fe+3] [HSCN] [FeSCN+2] Kc
Início 1 x 10-3 mol/L 1 x 10-3 mol/L 0 0
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
Equilíbrio 8,55 x 10-4 8,55 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.