Determinação de uma constante de equilibrio pelo metodo de distribuição (Reparado)

Determinação de uma constante de equilibrio pelo metodo de distribuição (Reparado)

(Parte 1 de 5)

FISICO- QUIMICA II

Determinação de uma constante de Equilíbrio pelo método de Distribuição.

Daiane do santos Cezar RA: 125.413-8

Ederson Rocha Ribeiro RA: 128.350-2

Roni dos Santos RA: 127.585-2

Gabriela Dias da Silva RA: 126.879-1

Glauciana França Morelo RA: 127.926-2

Presidente Prudente

Agosto/2010.

Sumário

1. OBJETIVO 3

2. INTRODUÇÃO 3

2.1. Equilíbrio Químico 3

2.2. Potencial químico 4

2.3. A Lei da distribuição 7

2.4. Solventes e Polaridade das moléculas 7

2.5. Características do Iodo e Complexo Amido-Iodo 9

2.6. Titulação redox 10

3. PROCEDIMENTOS 10

3.1. Materiais utilizados 10

3.2. Reagentes Utilizados 11

3.2. Preparação e padronização das soluções 11

3.3. Titulação Redox 12

3.3.1. Análise do frasco 1 13

3.3.2. Análise do frasco 2 13

3.3.3 Análise da solução 3 13

3.4 Informações técnicas e de segurança sobre os reagentes utilizados 14

Fluxograma 1. Preparação da solução de Na2S2O3 (0,25 M) e Na2S2O3 (0,05 M) 16

Fluxograma 2. Padronização da solução de Na2S2O3 (0,25M) 16

Fluxograma 3. Padronização da solução de Na2S2O3 (0,05M) 16

Fluxograma 4. Preparação das soluções para titulação de oxido-redução 17

Fluxograma 5. Titulação da Solução 1. 17

Fluxograma 6. Titulação da solução 2. 18

Fluxograma 7. Titulação da solução 3. 18

4. RESULTADOS 19

4.1. Preparação da solução de Na2S2O3 (0,25M) 19

19

4.2. Padronização das soluções aquosas de tiossulfato de sódio 19

4.4. Preparo da solução de Iodeto de potássio. 21

4.5. Cálculo da concentração de iodo. 21

5. DISCUSSÃO 24

6. CONCLUSÃO 25

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 25

1. OBJETIVO

  • Determinar a constante de distribuição de um soluto em duas fases imiscíveis;

  • Determinar o valor da constate de equilíbrio de uma reação química;

  • Realizar titulações pelo método de óxido-redução.

2. INTRODUÇÃO

2.1. Equilíbrio Químico

Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo, em certas reações, como a de combustão,visivelmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer , tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que uma certa quantidade de produto é formada, este torna a dar origem ao reagente; essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis[1].

Figura 2.1: Ilustração gráfica da velocidade das reações direta e inversa em função do tempo

Quando as concentrações de reagentes e produtos se mantêm constante ao decorrer de uma reação, o sistema se encontra em equilíbrio.

O Princípio de Le Chatelier se aplica a equilíbrios químicos dinâmicos fechados e diz que "quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força, ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito  desta força". Ou seja, "quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio."

Os fatores extremos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação química são concentração das substâncias participantes da reação, pressão e temperatura.

(2.1)

O aumento da concentração de NH3 desloca o equilíbrio para a esquerda (reagentes) no sentido de consumo desta substância e a diminuição de NH3 desloca o equilíbrio para a direita no sentido da sua formação. Já com aumento da pressão, o equilíbrio desloca-se no sentido da contração do volume dos produtos e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do volume dos reagentes. O aumento da temperatura deslocará o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (reagentes) e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (produtos).

A constante de equilíbrio da equação 2.1 pode ser escrita por:

(2.2)

O valor da constante de equilíbrio possui várias aplicações como, por exemplo, quando é dada a constante de equilíbrio, é possível determinar em qual direção a reação possui preferência em ocorrer [1].

2.2. Potencial químico

Potencial químico de um elemento é a energia livre parcial molar de Gibbs deste elemento dentro de uma solução.

Quando um sistema se encontra em equilíbrio, o potencial químico de cada constituinte possui o mesmo valor em todos os pontos do sistema. Estando presente em várias fases, o potencial químico de cada substância deve ter o mesmo valor em todas as fases das quais a substância em questão participa.

Figura 2.2: Ilustração gráfica do Potencial Químico de uma mistura de gases

O potencial químico () é a grandeza fundamental para a descrição do equilíbrio de fases.

Quando uma pequena quantidade da substância dni mols são adicionados a um sistema cujos fatores como temperatura (T), pressão (p) e outros como números de mols são mantidos constantes, tem-se a Energia de Gibbs dada por:

(2.3)

A equação (2.3) pode ser reduzida a:

(2.4)

A energia de Gibbs aumenta por mol de substância adicionada, assim tem-se a equação 2.5:

(2.5)

O valor de μi é o aumento da energia de Gibbs que advém da adição de um número infinitesimal de mols dessa substância à mistura, por mol da substância adicionada.

Como μi é a derivada de uma variável extensiva em relação à outra, ele é uma propriedade intensiva do sistema, portanto, possui o mesmo valor em todos os pontos de um sistema que esteja em equilíbrio. Mas, se supormos que μi possui valores diferentes, μiA e μiB, em duas regiões A e B do sistema. Mantendo as mesmas condições de uma única região onde se tem apenas um valor de μi, onde transferimos os mols da região A para a região B, temos que o aumento da energia de Gibbs nas duas regiões é dada por:

(2.6)

(2.7)

Sendo dni da região A negativo, pois os mols de i da região A vão para a região B.

Logo, temos que a variação total da energia de Gibbs é dada por:

(2.8)

Se μiB for menor que μiA, então dG será negativo e essa transferência de matéria diminuirá a energia de Gibbs do sistema, a transferência ocorrerá, portanto, espontaneamente. Dessa forma, a substância i escoará espontaneamente da região de μi mais alto para a região de μi mais baixo; de modo a continuar até que o valor de μi seja uniforme através do sistema, ou seja, até que o sistema esteja em equilíbrio [2].

2.3. A Lei da distribuição

Também conhecida como lei de partição, estabelece que, se a um sistema de duas camadas líquidas, constituído de dois componentes imiscíveis ou ligeiramente imiscíveis, for adicionada uma quantidade de uma terceira substância solúvel em ambas as camadas, a substância se distribui entre as camadas, de modo que a razão da concentração em um solvente para a concentração no outro permaneça constante a temperatura constante. Esta razão entre as concentrações é denominada coeficiente de partição ou distribuição (Kd), dado pela equação (2.9):

(2.9)

Por exemplo, uma espécie A é forçada a se distribuir entre a água e uma fase orgânica, o equilíbrio resultante pode ser expresso como:

AH2O ↔ AOrg (2.10)

A lei de partição é de aplicação ampla, aplicando-se até mesmo na Lei de Henry, sobre a influência da pressão sobre a solubilidade de um gás; que se pode aplicar a um gás que se distribui livremente no espaço, isto é, em um vácuo, e é dissolvido em uma relação constante [3].

2.4. Solventes e Polaridade das moléculas

A polaridade de uma molécula está diretamente vinculada à polaridade das ligações entre seus átomos constituintes e também a sua geometria.

Moléculas polares são aquelas com momento de dipolo diferente de zero, como por exemplo, a molécula de água. Portanto solventes polares vão interagir com a água ou qualquer outra molécula polar.

Figura 2.3: Momento de dipolo da H2O.

De outro modo, moléculas não-polares ou apolares têm momento dipolo elétrico igual a zero. Como exemplo temos a molécula de tetracloreto de carbono CCl4. Solventes apolares interagem com CCl4, mas não interagem com a água.

Figura 2.4: Momento do CCl4.

Assim, devido às propriedades das moléculas serem polares ou apolares, existem soluções que apresentam duas fases, sendo a aquosa a fase polar e a orgânica a fase apolar [4].

2.5. Características do Iodo e Complexo Amido-Iodo

O iodo é um sólido negro e lustroso, com leve brilho metálico, que sublima em condições normais formando um gás de coloração violeta e odor irritante. É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em clorofórmio, CHCl3, em tetracloreto de carbono, CCl4, ou em disulfeto de carbono, CS2, produzindo soluções de coloração violeta. Em dissolução, na presença de amido dá uma coloração azul. Sua solubilidade em água aumenta se adicionarmos iodeto devido a formação do triodeto, I3-. Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5, +7 .

Nas titulações iodimétricas e iodométricas, o amido é utilizado como indicador sensível, pois forma um complexo com I2 de coloração azul intensa, e mesmo numa concentração de 10-5mol L-1, o iodo pode ser detectado porque o amido oclui o iodo dentro de sua estrutura. O amido não é um indicador redox porque é específica à presença de I2 e não a uma modificação do potencial redox. Nem todos os polissacarídeos, apesar de serem moléculas grandes, dão complexo colorido com o iodo. Isso porque é necessário que a molécula apresente uma conformação que propicie o "encaixe" do iodo.

O denominado amido solúvel se dispersa facilmente em água. Por outro lado, o complexo amido–I2 é relativamente pouco solúvel, e, portanto, nas titulações iodométricas o indicador deve ser adicionado na solução do analito um pouco antes do ponto de eqüivalência, onde a concentração do iodo é baixa [5,6].

Figura 2.5: Representação gráfica da oclusão do iodo pelo amido.

2.6. Titulação redox

As titulações de oxido-redução baseiam-se nos processos em que há transferência de elétrons. Os agentes oxidantes ou redutores apresentam diferentes atividades químicas. Oxidantes fortes têm pronunciada tendência para ganhar elétrons, que são capazes de remover de grande número de redutores. O mesmo acontece na perda de elétrons em relação aos redutores. Sendo a intensidade da ação oxidante ou redutora de um sistema determinada pelo seu potencial de oxidação. Esse tipo de titualação é utilizada para a determinação de muitas substâncias através da iodometria, dicromatometria e permanganimetria [7].

(2.11)

Figura 2.6: Representação esquemática do sistema redox do Ferro.

3. PROCEDIMENTOS

3.1. Materiais utilizados

  • 3 frascos de erlenmeyer de 250 mL;

  • 6 frascos de erlenmeyer de 125 mL;

  • 3 rolhas de borracha;

  • 2 provetas de 100 mL;

  • 2 provetas de 50 mL;

  • 2 buretas de 50 mL com suporte;

  • 2 Pipeta de pasteur;

  • 1 pipetas graduada de 20 mL;

  • 2 pipetas graduadas de 10 mL;

  • 2 béqueres de 300 mL;

  • 1 banho termostético.

3.2. Reagentes Utilizados

  • 100 mL de solução aquosa de KI 0,1 mol.L-1;

  • 100 mL de solução aquosa de KI 0,01 mol.L-1;

  • 200 mL de solução aquosa de Na2S2O3.5H2O 0,25 mol.L-1;

  • 100 mL de solução aquosa de Na2S2O3.5H2O 0,05 mol.L-1;

  • 100 mL de solução saturada de iodo em C2Cl4 ;

  • Solução de amido;

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