Prática 10 Determinação da constante de equilíbrio entre íons Fe 3+ e SCN -

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Ana Clara Aquino Rijo
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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 10 Determinação da constante de

Introdução Conforme visto do experimento anterior, um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma determinada reação química se mantém constante ao longo

1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 10 Determinação da constante de equilíbrio entre íons Fe 3 e SCN - 1. Introdução Conforme visto do experimento anterior, um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de uma determinada reação química se mantém constante ao longo do tempo. Considere a reação química em equilíbrio a seguir onde os reagentes A e B dão origem aos produtos C e D: Quando a constante de proporcionalidade desta reação é expressa em termos de concentrações molares (K c ), a equação genérica ilustrada abaixo descreve a chamada Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage, proposta em 1860: K c = [C]c [D] d [A] a (1) [B] b Para diferentes conjuntos de concentrações iniciais [X] 0 (onde X pode ser A, B, C e D) pode se demonstrar que, quando o equilíbrio é atingido, a expressão (1) mostrará um mesmo valor de K c, enquanto a temperatura se mantiver constante. Considere a reação de redução do dióxido de carbono a monóxido de carbono na presença de hidrogênio e consequente geração de água, onde todas as espécies são gasosas a 552 ºC: Experimento [X] 0 [X] eq K c 1 1,00 1,00 0,00 0,00 0,73 0,73 0,27 0,27 K c = 0,14 2 4,00 4,00 0,00 0,00 2,92 2,92 1,08 1,08 K c = 0,14 Os dados acima ilustram dois experimentos representativos, onde no primeiro utiliza-se 1,00 mol de cada reagente e, após o equilíbrio químico ser estabelecido, constata-se a formação de 0,27 mols de produtos. A partir deste ponto é possível calcular quantos mols de reagentes não reagiram (1,00 mol 0,27 mols =

2 0,73 mols). Com base nestes dados é possível inserir estes valores na expressão de equilíbrio para esta reação conforme ilustrado abaixo: K c = [CO][H 2O] (0,27) (0,27) = [CO 2 ][H 2 ] (0,73) (0,73) 0,14 O mesmo raciocínio vale para o experimento 2. Neste experimento será determinada experimentalmente a constante de equilíbrio entre o íon férrico (Fe 3 ) e o íon tiocianato (SCN - ), em solução aquosa. A reação química que ilustra este processo é descrita abaixo: O produto desta reação contendo ferro e tiocianato é colorido, ou seja, absorve radiação eletromagnética na região visível do espectro eletrônico entorno de 460 nm. Desta forma é possível a utilização de um equipamento chamado espectrofotômetro para medir a quantidade de luz absorvida pelas amostras analisadas. Uma forma comum de relacionar a quantidade de radiação absorvida por uma amostra em solução e relacioná-la com sua concentração pode ser descrita pela Lei de Lambert-Beer e expressa pela equação abaixo: log I i = A = ε b c I onde I i é a intensidade de luz incidente; I é a intensidade de luz transmitida, A é a absorvância; ε é o coeficiente de absortividade molar (M -1 cm -1 ); b é o caminho ótico (cm) e c é a concentração molar da espécie química estudada (mol L -1 ). A Figura 1 (ao lado) ilustra a relação matemática descrita acima: Figura 1. Absorção de radiação eletromagnética por uma dada solução. De acordo com a lei de Lambert-Beer e considerando uma cubeta (recipiente porta amostra) para a análise de um composto, de espessura igual a 1,0 cm, a absorvância é dada por: A = ε c. Note na representação a seguir (Figura 2a) que a absorbância no λ max (comprimento de onda, no máximo de absorção) é diretamente proporcional à concentração da amostra. O valor de pode ser obtido em um gráfico de absorbância no λ max vs. concentração da amostra (c) (Figura 2b).

Figura 2. (a) Variação da absorvância em função da concentração molar de uma substância. (b) Relação linear entre concentração de uma substância em solução e sua absorvância (Lei de Lambert-Beer).

3 Figura 2. (a) Variação da absorvância em função da concentração molar de uma substância. (b) Relação linear entre concentração de uma substância em solução e sua absorvância (Lei de Lambert-Beer). Caso a amostra em solução se comporte de acordo com a lei de Lambert-Beer, um gráfico da absorbância versus concentração da solução de uma amostra teria um comportamento linear em que ε pode ser determinado através do coeficiente angular dessa reta. Portanto, o valor de ε é característico para cada composto, devendo ser determinado experimentalmente. Uma vez que o gráfico ilustrado na Figura 2b foi construído, chamado também de curva de calibração, a leitura de absorvância de uma amostra de concentração desconhecida pode encontrada caso esteja no intervalo de leituras de concentração inicial e final da curva previamente construída. 2. Objetivos Determinar a constante de equilíbrio de formação da espécie [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 aquoso pelo método colorimétrico. em meio 3. Pré-laboratório a) O que você entende por reação reversível? b) Qual o princípio de Le Chatelier? c) O que diz a Lei da Ação das Massas? d) Para a reação de amônia com ácido clorídrico, em que direção o equilíbrio será deslocado (reagentes ou produtos) se HCl for adicionado a reação? E se NH 3 for evaporado da solução? e) Calcule K p, para a reação: PCl 3 Cl 2 PCl 5, sabendo que no equilíbrio as pressões parciais são 0,2 atm, 0,1 atm e 1,2 atm., respectivamente.

4 4. Materiais e Métodos 4.1 Materiais e reagentes 09 Tubos de ensaio Espectrofotômetro c/ cubeta de vidro 05 Béqueres de 100 ml Fe(NO 3 ) 3 0,2 mol L -1 NaSCN 0,002 mol L Procedimento Experimental Parte 1 Preparação das soluções para confecção da curva de calibração Prepare uma solução estoque de [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 misturando 10 ml de Fe(NO 3 ) 3 0,2 M com 10 ml de NaSCN 0,002 M. De acordo com o princípio de Le Chatelier é lícito supor que todos íons SCN - (aq) deverão reagir e que no equilíbrio a concentração do complexo [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 será 0,001 M. O quadro abaixo descreve a preparação das 04 (quatro) amostras padrão para a construção da curva de calibração: Quadro 1. Preparação das soluções padrão de [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 (A). Tubo de ensaio 1 Tubo de ensaio 2 Tubo de ensaio 3 Tubo de ensaio 4 estoque de (A) do tubo 1 do tubo 2 do tubo 3 Ligar o espectrofotômetro e ajustar os parâmetros de leitura (Leitura de 300 a 700 nm). Coloque a cubeta contendo água destilada no local indicado e faça a leitura do branco (solvente puro) ao longo da faixa espectral selecionada. Faça as leituras de absorbância para cada uma das quatro soluções padrão de (A) e anote a absorvância na Tabela 1 abaixo. Tabela 1. Concentrações das soluções padrão da curva de calibração e seus valores de absorvância. Tubo [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 (mol L -1 ) Absorvância

5 Parte 2 Preparação das soluções teste de [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 Primeiramente deverão ser preparadas as soluções aquosas de Fe(NO 3 ) 3 em diferentes concentrações partindo-se da solução estoque da mesma (Quadro 2). Quadro 2. Preparação das soluções de Fe(NO 3 ) 3 (B) em meio aquoso. Béquer 1 Béquer 2 Béquer 3 Béquer 4 Béquer 5 4 ml da solução estoque de (B) 36 ml de H 2 O do béquer 1 do béquer 2 do béquer 3 do béquer 4 V total = 40 ml V total = 20 ml V total = 20 ml V total = 20 ml V total = 20 ml As 05 (cinco) soluções teste do complexo a ser estudo deverão ser preparadas de acordo de acordo com o Quadro 3 abaixo: Quadro 3. Preparação das soluções teste de [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 (C). Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 5 ml do béquer 1 5 ml do béquer 2 5 ml do béquer 3 5 ml do béquer 4 5 ml do béquer 5 V total = 40 ml V total = 20 ml V total = 20 ml V total = 20 ml V total = 20 ml 5. Resultados e Questionário Determine a absorbância para cada uma das cinco soluções acima preparadas e, usando a curva de calibração, determine os valores de concentração de [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2. Anote estes valores na Tabela 2 a seguir: Tabela 2. Absorvância lida para cada tubo de ensaio e suas respectivas concentrações determinadas via curva de calibração. Tubo Absorvância [C]

6 Partindo dos dados obtidos, preencha a Tabela 3 (abaixo) e calcule a constante de equilíbrio para cada ensaio, bem como a média das mesmas. Tabela 3. Concentrações das espécies química envolvidas e valores encontrados de K c. Tubo Concentração inicial Concentração no equilíbrio K c [Fe(OH 2 ) 6 ] 3 SCN - [Fe(OH 2 ) 5 (SCN)] 2 [Fe(OH 2 ) 6 ] 3 SCN - Valor médio: ± Observação: O valor de K c é melhor definido e calculado quando são levados em consideração os fatores de correção para as forças interiônicas na solução. Assim, valores de K c obtidos a partir de concentração sem a devida correção, estarão desviados dos valores que constam na literatura. Com base nos resultados responda: 1. Utilizando o valor médio de K c, calcule as concentrações molares de equilíbrio para SCN - e FeSCN 2, considerando as concentrações iniciais: Fe 3 = 0,1 M e SCN - = 1,0 x M. Que fração da concentração inicial de SCN - foi consumida na reação até o ponto de equilíbrio? Esta tende para os produtos ou reagentes? 2. À medida que a concentração inicial de Fe 3 nas soluções teste diminui, como deverá variar a concentração de FeSCN 2 no equilíbrio? Esta variação esta de acordo com o principio de Le Chatelier? Justifique. 3. Com base no princípio de Le Chatelier e na expressão matemática da constante de equilíbrio, explique porque no item 1 do procedimento pode-se considerar que a concentração do íon complexo é 0,0001 M. 4. Considerando que o íon Fe 3 hidrolisa com água: Fe 3 H 2 O Fe (OH) 2 H, justifique porque a solução de Fe (NO 3 ) 3 deve ser acidificada.

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