AL 1.2 - Efeito da concentração no equilíbrio químico

2ªVersão

Objetivo geral: Investigar alterações de equilíbrios químicos em sistemas aquosos por variação da concentração de reagentes e produtos.

 

Sugestões do Programa

A atividade pode começar sugerindo aos alunos que façam previsões sobre o efeito da alteração da concentração de reagentes e de produtos num sistema em equilíbrio.

Para estudo do efeito da concentração no equilíbrio químico pode usar‑se o sistema químico em que ocorre a reação traduzida por

Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ⇋ FeSCN 2+ (aq)

Deve discutir‑se o controlo de variáveis e a importância da utilização de um branco (amostra de controlo). A atividade deve ser realizada em pequena escala.

 

 

Metas específicas e transversais

Metas específicas a atingir com a AL

1. Interpretar e realizar procedimentos que, em pequena escala e controlando variáveis, permitam verificar o efeito da variação da concentração de reagentes e produtos na progressão global da reação.

2. Prever a progressão global de uma reação química com base no Princípio de Le Châtelier.

3. Interpretar o efeito da variação da concentração de reagentes e produtos na progressão global da reação por comparação do quociente da reação com a constante de equilíbrio.

 

Metas transversais

Aprendizagem do tipo processual:

  • Identificar material e equipamento de laboratório e manuseá‑lo corretamente, respeitando regras de segurança e instruções recebidas.

  • Adotar as medidas de proteção adequadas a operações laboratoriais, com base em informação de segurança e instruções recebidas.

  • Atuar corretamente  em caso de acidente no laboratório tendo em conta procedimentos de alerta e utilização de equipamento de salvamento.

  • Selecionar material de laboratório adequado a um trabalho laboratorial.

  • Operacionalizar o controlo de uma variável.

 

Aprendizagem do tipo conceptual:

  • Identificar  o objetivo de um trabalho prático.
  • Identificar o referencial teórico no qual se baseia o procedimento utilizado num trabalho prático, incluindo regras de segurança específicas.
  • Interpretar e seguir um protocolo.
  • Descrever o procedimento que permite dar resposta ao objetivo de um trabalho prático.
  • Conceber  um procedimento capaz de validar uma dada hipótese, ou estabelecer relações entre variáveis, e decidir sobre as variáveis a controlar.
  • Identificar a influência de uma dada grandeza num fenómeno físico através de controlo de variáveis.
  • Conceber uma tabela de registo de dados adequada ao procedimento.
  • Avaliar a credibilidade de um resultado experimental, confrontando-o com previsões do modelo teórico, e discutir os seus limites de validade.
  • Generalizar interpretações  baseadas em resultados experimentais para explicar outros fenómenos que tenham o mesmo fundamento teórico.

 

Exploração da AL

De seguida, apresentam-se as propostas de resolução das questões pré e pós-laboratoriais, bem como um possível conjunto de dados acompanhado do respetivo tratamento e conclusões/reflexões.

 

Questões pré-laboratoriais

1. Complete no seu caderno as seguintes afirmações de forma a ir ao encontro da sua previsão de resposta à questão-problema.

(I) Quando a um sistema aquoso, em equilíbrio, se aumenta a concentração de um dos reagentes no estado aquoso, o equilíbrio é destruído e evolui no sentido ______.

(II) Quando a um sistema aquoso, em equilíbrio, se diminui a concentração de um dos reagentes no estado aquoso, o equilíbrio é destruído e evolui no sentido _____.

(III) Quando a um sistema aquoso, em equilíbrio, se aumenta a concentração de um dos produtos no estado aquoso, o equilíbrio é destruído e evolui no sentido _____.

2. Para estudar o efeito da variação da concentração no equilíbrio, vamos usar o sistema químico em que ocorre a reação traduzida por:

Fe3+(aq) + SCN- (aq) ⇋ FeSCN2+ (aq)

Amarelo-pálido   Incolor       Vermelho-intenso

Sugira uma planificação da AL a implementar. de forma a dar resposta à questão-problema.

 

3. Discuta a sua planificação com o(a) professor(a) e com o grupo-turma e altere/adapte, se necessário, a sua proposta.

 

Proposta de execução da AL

Material e equipamento por grupo de trabalho

  • 1 gobelé
  • 3 frascos conta-gotas
  • 1 placa de microanálise
  • Microvaretas (de vidro, plástico ou madeira)
  • Vareta de vidro
  • Pipetas de Pasteur
  • 2 pipetas graduadas de 5 ml
  • Nitrato de ferro (III), [Fe(NO3)3] de concentração 0,1 mol dm-3
  • Tiocianato de potássio (KSCN) de concentração 0,1 mol dm-3
  • Hidróxido de sódio (NaOH) de concentração 0,5 mol dm-3

 

Procedimento experimental

Parte A - Preparação da mistura de soluções em equilíbrio

Juntar, no gobelé, 2,0 mL de solução aquosa de KSCN, 2,0 mL de solução aquosa de Fe(NO3)3 e, aproximadamente, 50 mL de água destilada, agitando a mistura com a vareta de vidro.

Parte B - Estudo do efeito da concentração no equilíbrio

1. Numerar quatro cavidades da placa de microanálise de 1 a 4.

2. Colocar 4 gotas da solução preparada na parte A em cada uma das cavidades. A amostra contida na cavidade 1 será usada como amostra de controlo.

3. Ao conteúdo da cavidade 2 adicionar 2 gotas da solução aquosa de Fe(NO3)3. Observar e registar a alteração de cor.

4. Ao conteúdo da cavidade 3 adicionar 2 gotas da solução aquosa de KSCN. Observar e registar a alteração de cor.

5. Ao conteúdo da cavidade 4 adicionar 2 gotas da solução aquosa de NaOH. Observar e registar a alteração de cor.

 

Registo de observações

Elabore uma tabela adequada aos registos de dados e faça o registo dos mesmos.

 

Conclusões

1. Elabore as conclusões a extrair da exploração desta atividade abordando os seguintes tópicos:

• Justifique a importância da utilização de um branco (amostra de controlo) nesta atividade.

• Indique, justificando, quais foram as observações indicativas da evolução do equilíbrio no sentido direto ou inverso.

• Explique as variações de cor observadas com base no Princípio de Le Châtelier.

• Interprete o efeito da variação da concentração de reagentes e produtos na progressão global da reação, por comparação do quociente da reação com a constante de equilíbrio.

  • Importância da utilização de um branco (Cavidade 1) – O estudo do efeito da variação da concentração de reagentes e produtos num sistema em equilíbrio nesta atividade laboratorial baseia‑se na análise da variação da cor (propriedade macroscópica do sistema). Assim, é necessária a utilização de um branco, que corresponde à cor do sistema no equilíbrio químico inicial, para poder comparar esta propriedade macroscópica com as variações de cor provocadas pelas perturbações feitas ao equilíbrio inicial.

Se a cor vermelha se acentua, por adição de reagentes, será uma evidência de que a perturbação feita faz evoluir o equilíbrio no sentido direto. Se, pelo contrário, se observar um atenuar da cor vermelho‑acastanhada (cor do branco), será uma evidência de que a perturbação feita provocou a evolução do equilíbrio no sentido inverso.

  • Cavidade 2 – Por adição de umas gotas de nitrato de ferro, Fe(NO3)3, à mistura, a concentração do ião Fe3+ aumenta e acentua‑se a cor vermelha. Conclui‑se que o equilíbrio evoluiu no sentido direto levando ao aumento da concentração de iões FeSCN2+. No instante em que é feita a perturbação, o valor de Qc diminui.

Para que o valor de Qc volte a igualar o valor de Kc (novo estado de equilíbrio), de acordo com o Princípio deLe Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido direto, aumentando a concentração do produto e diminuindo as concentrações dos reagentes.

  • Cavidade 3 – Por adição de umas gotas de tiocianato de potássio, KSCN, à mistura, a concentração do ião SCN- aumenta e acentua‑se a cor vermelha. Conclui‑se que o equilíbrio evoluiu no sentido direto levando ao aumento da concentração de iões FeSCN2+. No instante em que é feita a perturbação, o valor de Qc diminui. Para que o valor de Qc volte a igualar o valor de Kc (novo estado de equilíbrio), de acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido direto, aumentando a concentração do produto e diminuindo as concentrações dos reagentes.

Cavidade 4 – Por adição de hidróxido de sódio, NaOH, à mistura, a concentração do ião Fe3+ diminui, uma vez que ocorre a formação do precipitado insolúvel, Fe(OH)3, de acordo com a equação 3 OH- (aq) + Fe3+ (aq) → Fe(OH)3 (s) e atenua‑se a cor vermelho‑acastanhada, tornando‑a mais amarela. Conclui‑se que o equilíbrio evoluiu no sentido inverso levando à diminuição da concentração de iões FeSCN2+. No instante em que é feita a perturbação, o valor de Qc aumenta. Para que o valor de Qc volte a igualar o valor de Kc (novo estado de equilíbrio), de acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido inverso, diminuindo a concentração do produto e aumentando as concentrações dos reagentes.

 

2. Responda à questão-problema.

Genericamente, pode concluir‑se que:

1. Quando se altera a concentração de um reagente num sistema em equilíbrio químico, este deixará de estar em equilíbrio (Qc ≠ Kc) e evoluirá no sentido de contrariar a alteração feita:

1.1. Se aumentar a concentração do reagente (Qc < Kc), a reação evoluirá no sentido direto até que Qc iguale Kc, atingindo um novo equilíbrio.

1.2. Se diminuir a concentração do reagente (Qc > Kc), a reação evoluirá no sentido inverso até que Qc iguale Kc, atingindo um novo equilíbrio.

2. Quando se altera a concentração de um produto num sistema em equilíbrio químico, o sistema deixará de estar em equilíbrio (Qc ≠ Kc) e evoluirá no sentido de contrariar a alteração feita:

2.1. Se aumentar a concentração do produto (Qc > Kc), a reação evoluirá no sentido inverso até que Qc iguale Kc, atingindo um novo equilíbrio.

2.2. Se diminuir a concentração do produto (Qc < Kc), a reação evoluirá no sentido direto até que Qc iguale Kc, atingindo um novo equilíbrio.

 

Reflexões

  • Confronte as suas previsões com as conclusões a que chegou com a execução da AL.

Confrontando as previsões com as conclusões extraídas através da execução da AL e da exploração da simulação, é possível constatar que são concordantes.

 

Questões pós-laboratoriais

1. O hidrogenofosfato de sódio, Na2HPO4, dissocia-se. nos seus iões, em solução aquosa. Os aniões resultantes desta dissociação reagem com os catiões ferro(III). formando o ião FeHPO4+, que é incolor.

1.1. Escreva as equações químicas relativas à dissociação do composto iónico Na2HPO4 e à formação do catião FeHPO4+.

1.2. Indique, justificando, o efeito da adição de um pequeno cristal de Na2HPO4 ao equilíbrio químico estudado nesta AL.

2. Certos solos contêm compostos de ferro que se fixam às solas dos sapatos.

Tendo em conta os resultados obtidos nesta AL, indique um procedimento a usar por um criminologista para averiguar a presença dos catiões Fe3+ (invisíveis à primeira vista) nas pegadas de um indivíduo.

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