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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
GLEDSON ALEXANDRE FRANÇA RODRIGUES
EQUILÍBRIO QUÍMICO
BELÉM - PA
2021
GLEDSON ALEXANDRE FRANÇA RODRIGUES
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Relatório apresentado como requisito parcial para
obtenção de aprovação na disciplina de Química Geral
Experimental, no curso de Engenharia Mecânica, na
Universidade Federal do Pará.
Professora: Dra. Elizabeth Maria Soares Rodrigues
BELÉM - PA
2021
RESUMO
O equilíbrio químico pode ser definido como a situação em que as velocidades de duas
reações opostas se equivalem. Foram realizados cinco experimentos, das quais cinco
realizaram deslocamento no sentido direto da reação: 2 gotas de solução de tiocinato de
potássio - KSCN - 0,1M e 2 gotas de solução de nitrato férrico - Fe(NO3)3 - 0,1M, ; 2 mL de
solução concentrada de cloreto de cálcio - CaCl2 - e 2 mL ácido sulfúrico - H2SO4 -
concentrado; 1 mL de cromato de potássio - K2CrO4 - 1M, 10 gotas de hidróxido de sódio -
NaOH - 1M e 10 gotas de ácido clorídrico - HCl - 1M; e 1 mL dicromato de potássio -
K2Cr2O7 - 1M, 10 gotas de hidróxido de sódio - NaOH - 1M e 10 gotas de ácido clorídrico -
HCl - 1M; e apenas um realizou deslocamento no sentido inverso, sendo a reação entre 1 mL
de solução de cloreto de magnésio - MgCl2 - 0,1M, 1 mL de solução de hidróxido de sódio -
NaOH - 0,2 M e uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido - NH4Cl. O intuito era
analisar e compreender, observando aspectos como mudança de coloração e formação de
precipitado, por exemplo, o conceito de equilíbrio químico e suas características, bem como
comprovar o princípio de Le Chatelier. Ao final dos experimentos, verificou-se que os
deslocamentos eram, de fato, decorrentes de um fator externo que atua sobre o equilíbrio, e
nos casos em questão, tal fator seria o aumento da concentração de um ou mais substâncias
participantes da reação, sejam elas reagentes ou produtos, o que leva a reação a alcançar um
novo estado de equilíbrio. No fim, os objetivos foram alcançados.
Palavras-chave: deslocamento; equilíbrio; Le Chatelier.
ABSTRACT
Chemical equilibrium can be defined as the situation in which the rates of two opposite reac-
tions are equal. Five experiments were carried out, five of which carried out displacement in
the direct direction of the reaction: 2 drops of potassium thiocyanate solution - KSCN - 0.1M
and 2 drops of ferric nitrate solution - Fe(NO3)3 - 0.1M, ; 2 ml of concentrated solution of
calcium chloride - CaCl2 - and 2 ml of sulfuric acid - H2SO4 - concentrated; 1 ml of potas-
sium chromate - K2CrO4 - 1M, 10 drops of sodium hydroxide - NaOH - 1M and 10 drops of
hydrochloric acid - HCl - 1M; and 1 mL potassium dichromate - K2Cr2O7 - 1M, 10 drops of
sodium hydroxide - NaOH - 1M and 10 drops of hydrochloric acid - HCl - 1M; and only one
carried out displacement in the opposite direction, the reaction being between 1 mL of magne-
sium chloride solution - MgCl2 - 0.1M, 1 mL of sodium hydroxide solution - NaOH - 0.2 M
and a small amount of magnesium chloride solid ammonium - NH4Cl. The aim was to analy-
ze and understand, observing aspects such as color change and precipitate formation, for
example, the concept of chemical balance and its characteristics, as well as to prove Le Chate-
lier's principle. At the end of the experiments, it was verified that the displacements were, in
fact, due to an external factor that acts on the balance, and in the cases in question, such factor
would be the increase in the concentration of one or more substances participating in the reac-
tion, whether they are reactants or products, which causes the reaction to reach a new equili-
brium state. In the end, the goals were achieved.
Keywords: displacement; balance; Le Chatelier.
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO ..................................................................................................................... 6
2 OBJETIVOS .......................................................................................................................... 7
2.1 OBJETIVO GERAL ............................................................................................................ 7
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS ............................................................................................... 7
3 REVISÃO DA LITERATURA ............................................................................................ 8
3.1 REAÇÕES REVERSÍVEIS E CONCEITO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO ....................... 8
3.2 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ........................................................................................ 8
3.3 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO .............................................................................. 8
3.3.1 CONCENTRAÇÃO ......................................................................................................... 8
3.3.2 PRESSÃO ......................................................................................................................... 8
3.3.3 TEMPERATURA ............................................................................................................. 8
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ............................................................................ 11
4.1 MATERIAIS E REAGENTES .......................................................................................... 11
4.2 EXPERIÊNCIA I ............................................................................................................... 11
4.3 EXPERIÊNCIA II ............................................................................................................. 11
4.4 EXPERIÊNCIA III ............................................................................................................ 11
4.5 EXPERIÊNCIA IV ............................................................................................................ 11
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ......................................................................................... 13
6 CONCLUSÃO ..................................................................................................................... 15
REFERÊNCIAS ..................................................................................................................... 16
6
1 INTRODUÇÃO
As reações químicas caracterizam-se, de modo geral, por serem combinações ou
interações entre determinadas substâncias que, eventualmente, e sob certas condições de
pressão e temperatura, geram outras novas substâncias - união de reagentes que formam
produtos. As reações podem ser reversíveis, quando os produtos, depois de formados ou
conforme são formados, regeneram os seus reagentes iniciais, ou irreversíveis, quando o
primeiro caso não ocorre. O objeto de estudo abordará especificamente as reações reversíveis.
Tomando uma reação genérica, sob pressão e temperatura adequadas, tem-se:
A + B → C + D
Os reagentes não são totalmente consumidos, ou seja, o rendimento da reação não é
100%. Isso ocorre porque o processo de formação dos produtos possui uma certa velocidade,
contudo os produtos podem interagirem entre si e reformar os reagentes e, nesse caso, o
processo de restituição dos reagentes também possui uma certa velocidade. Portanto, a partir
de um determinado instante de tempo, ao passo que A e B reagem formando C e D, C e D
reagem restituindo A e B:
A + B ↔ C + D
Quando a velocidade das reações (tanto da formação dos produtos quando da
reconstituição dos reagentes, se igualam) se igualam, diz-se que o sistema alcançou o estado
de equilíbrio químico. Microscopicamente, continua havendo reação entre as moléculas nos
dois sentidos, denominando assim o equilíbrio como sendo dinâmico.
 Quando a valocidade de um dos sentidos da reação se altera, diz-se que houve um
deslocamento, podendo ser para a direito ou para a esquerda. A menos que haja algum fator
(alteração da pressão, da temperaura, de algum integrantedo equilíbrio) externo que entrave
um sistema, este sempre naturalmente tenderá ao estado de equilíbrio. A ação do
deslocamento do equilíbrio está subordinada ao princípio de Le Chatelier, que será
apresentado posteriormente.
Em suma, pode-se enquadrar o estudo do equilíbrio químico em duas vertentes: a parte
cinética, que diz respeito à dinamicidade das reações, e a parte termodinâmica, que aborda a
questão das tranformações espontâneas das reações, que ocorrem até o equilíbrio.
7
2 OBJETIVOS
2.1 OBJETIVO GERAL
Analisar e compreender experimentalmente o conceito de equilíbrio químico.
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Conceituar o estado de equilíbrio de uma reação química;
Comprovar o Princípio de Le Chatelier.
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3 REVISÃO DE LITERATURA
3.1 REAÇÕES REVERSÍVEIS E CONCEITO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
De acordo com Feltre (2004), uma reação reversível é aquela que ocorre nos dois
sentidos, ou ainda, é aquela na qual à medida em que os reagentes se convertem nos produtos,
simultaneamente os produtos regerneram os reagentes iniciais. Durante a ocorrência da
reação, a partir do instante em que as duas reações entram em equivalência e as quantidades
de reagentes e produtos passam a ser inalteradas (sob temperatura constante), pode-se dizer
que a reação atingiu o estado de equilíbrio. Macroscopicamnte, tem-se a impressão de que, no
estado de equilíbrio, a reação parou de ocorrer, pois começa a haver constância no sistama,
porém, microscopicamente, as moléculas tanto dos componentes da reação continuam
reagindo entre si. A reação que ocorre da esquerda para a direita é chamada de direta e a
reação que ocorre da direita para a esquerda é chamada de inversa. Graficamente, em um
instante de tempo inicial qualquer, a velocidade da reação direta é máxima, enquanto a
velocidade da inversa é nula. Passando-se certo tempo, a velocidade da reação direta vai
diminuindo e a velocidade da inversa vai aumentando até que, em outro certo instante, as
velocidades se igualam e tem-se então o equilíbrio.
A partir das reações reversíveis, diz-se que o equilíbrio químico é o estágio da reação
na qual não há mais propensão de mudança das concentrações ou pressões parciais dos
reagentes e dos produtos. Todos os equilíbrios químicos são dinâmicos, e quando as reações
atingem este estado, significa dizer que a velocidade das reações direta e inversa é a mesma e
não existe mudança de composição (ATKINS; JONES, 2012).
Figura 1 - gráfico do equilíbrio químico (reações com velocidades iguais).
Fonte: Feltre, 2004.
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3.2 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Whitten, Davis e Peck (1996) descrevem, de modo geral, para uma reação, a constante
de equilíbrio Kc sendo definida como o produto das concentrações de equilíbrio (em mol/L)
dos produtos, dividido pelo produto das concentrações de equilíbrio dos reagentes, sendo cada
um elevado à potência que corresponde ao seu coeficiente estequiométrico na equação:
aA + bB ↔ cC + dD, Kc = [C]c.[D]d
 [A]a.[B]b
A constante de equilíbrio não possui unidade, ou seja, é adimensional. A magnitude de
Kc é uma medida da extensão em que ocorre a reação. Para qualquer equação química
balanceada, o valor de Kc: é constante a uma determinada temperatura; muda se a temperatura
mudar; e não depende das concentrações iniciais. Um valor da constante muito maior que 1
indica que as concentrações dos produtos serão muito maiores do que as dos reagentes; isso
significa que, no equilíbrio, a maioria dos reagentes, será convertida em produtos.
3.3 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
Após uma reação chegar ao estado de equilíbrio, se a concentração do reagente ou do
produto variar, as velocidades das reações direta e inversa serão afetadas até que se estabeleça
um novo estado de equilíbrio, quando a relação de Kc retoma o valor constante característico
da reação. Após esse processo, as concentrações de equilíbrio serão outras e então
diz-se que ocorreu um deslocamento do equilíbrio por causa da variação de concentração
(PILLA, 2010).
Ademais, Rodrigues (2007) define o deslocamento do equilíbrio como “toda e
qualquer alteração da velocidade de reação, provocando modificações nas concentrações das
substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio”, e também diz que existe
uma regra, utilizada para analisar as causas dos deslocamentos, chamada de princípio de Le
Chatelier, enunciada da seguinte forma: “Quando uma força externa age sobre um sistema em
equilíbrio, ele se desloca no sentido de anular ou reduzir a ação da mesma, atingindo assim
um novo estado de equilíbrio”; e ainda, estabelece três fatores que provocam o deslocamento
do equilíbrio:
3.3.1 CONCENTRAÇÃO
Adição de uma substância: desloca o equilíbrio no sentido de consumir a subtância
adicionada, ou seja, para o mesmo lado ao qual a substância foi retirada;
10
Retirada de uma subtância: desloca o equilíbrio no sentido de regenerar a substância
retirada, ou seja, para o mesmo lado ao qual a substância foi retirada.
aA + bB ↔ cC + dD
 [A] ou [B] – desloca no sentido 1 [A] ou [B] – desloca no sentido 2
 [C] ou [D] – desloca no sentido 2 [C] ou [D] – desloca no sentido 1
3.3.2 PRESSÃO
A pressão só têm influência em reações nas quais pelo menos uma das espécies
químicas é gasosa. O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume e a
diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume.
aA + bB ↔ cC + dD
↑ Pressão - desloca no sentido 2 ↓ Pressão - desloca no sentido 1
3.3.3 TEMPERATURA
O aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e a
diminuição desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.
aA + bB ↔ cC + dD
↑ Temperatura - desloca no sentido 2 ↓ Temperatura - desloca no sentido 1
Obs: por convenção, será considerado o deslocamento no sentido 1 como sendo o da esquerda
para a direita e o deslocamento no sentido 2 o seu oposto.
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4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 MATERIAIS E REAGENTES
Tubo de ensaio;
Bastão de vidro;
Funil de vidro;
Solução de nitrato férrico 0,1 M;
Solução de tiocianato de potássio 0,1 M;
Solução de nitrato de potássio 0,1 M;
Solução de cloreto de magnésio 0,1 M;
Solução de hidróxido de sódio 0,2 M;
Cloreto de amônio sólido;
Solução concentrada de cloreto de cálcio;
Ácido sulfúrico concentrado;
Solução concentrada de nitrato de cálcio;
Solução concentrada de cloreto de sódio;
Solução de cromato de potássio 1 M;
Solução de hidróxido de sódio 1 M;
Solução de ácido clorídrico concentrado 1 M;
Solução de dicromato de potássio 1 M;
4.2 EXPERIMENTO I
Reagentes: Tiocianato de Potássio e Nitrato Férrico.
Primeiramente, colocou-se em um tubo de ensaio 2 gotas de solução de KSCN 0,1M,
depois adicionou-se 2 gotas de solução Fe(NO3)3 0,1M. Utilizou-se outro tubo de ensaio para
homogeneizar a solução transferindo a mesma de um tubo para o outro por 3 a 4 vezes.
Dividiu-se a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e
numerou-se estes tubos (1,2,3 e 4). Reservou-se o tubo 1 para ser usado como referência (para
comparar a intensidade da coloração); adicionou-se 3 gotas de solução de KSCN 0,1M ao
tubo 2. Adicionou-se 3 gotas de solução de Fe(NO3)3 0,1M ao tubo 3. Por fim, adicionou-se 6
gotas de solução de KNO3 0,1M ao tubo 4.
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4.3 EXPERIMENTO II
Reagentes: Cloreto de Magnésio, Hidróxido de Sódio e Cloreto de Amônio.
Inicou-se colocando 1 mL de solução de MgCl2 0,1M em um tubo de ensaio. Em se-
guida adicionou-se 1 mL de solução NaOH 0,2M e depois adicionou-se uma pequena quanti-
dade de NH4Cl sólido.
4.4 EXPERIMENTO III
Reagentes: Cloreto de Cálcio e Ácido Sulfúrico.
Na primeira etapa, colocou-se 2 mL de solução concentrada de CaCl2 em um tubo de
ensaio e depois adicionou-se 2 mL de H2SO4 concentrado. Filtrou-se o produto da reação. Se-
parou-se em 2 tubos de ensaio diferentes o filtrado e o sobrenadante. Adicionou-se ao filtrado
cerca de 5 gotas de soluçãoconcentrada de Ca(NO3)2. Adicionaou-se em seguida 4 mL de so-
lução concentrada de NaCl.
4.5 EXPERIMENTO IV
Reagentes (A): Cloreto de Cálcio e Ácido Sulfúrico.
Primeiramente, colocou-se 2 mL de solução concentrada de CaCl2 em um tubo de en-
saio. Adicionou-se 2 mL de H2SO4 concentrado. Filtrou-se o produto da reação; separou-se
em 2 tubos de ensaio diferentes o filtrado e o sobrenadante. Adicionou-se ao filtrado cerca de
5 gotas de solução concentrada de Ca(NO3)2 Adicionou-se em seguida 4 mL de solução con-
centrada de NaCl.
Reagentes (B): Dicromato de Potássio, Hidróxido de Sódio e Ácido Clorídrico.
Na primeira etapa, colocou-se em tubo de ensaio 1 mL de K2Cr2O7 1M para utilizar
como padrão. Em seguida, colocou-se em outro tubo de ensaio 1 mL de K2Cr2O7 1M e
adicionou-se cerca de 10 gotas de NaOH 1M. Por fim, adicionou-se no mesmo tubo de ensaio
cerca de 10 gotas de HCl 1M.
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5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
No primeiro experimento, após a mistura entre o tiocianato de potássio e o nitrato
férrico, a solução apresentou coloração laranja, formando o seguinde equilíbrio químico:
Fe(NO3)3 + 3KSCN ↔ 3KNO3 + Fe(SCN)3
Na reação do tubo 2, após adição da solução do tiocianato, a mistura apresentou
coloração laranja escura, isso porque a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de
nitrato de potássio e tiocianato de ferro devido ao aumento da concentração do tiocianato de
potássio, isto é, houve deslocamento da esquerda para a direita. Analogamente, na reação do
tubo 3, após adição da solução do mitrato férrico, a mistura apresentou coloração vermelha
escura, porque a reação produziu maiores quantidades de nitrato de potássio e tiocianato de
ferro por causa do aumento da concentração do nitrato férrico, e portanto, também houve,
deslocamento da esquerda para a direita. Já no tubo 4, ocorre o processo inverso: a adição das
seis gotas da solução de nitrato de potássio fez com que a mistura apresentasse uma cor
laranja mais claro (diluído), porque a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de
tiocianato de potássio e cloreto férrico e, nesse caso, houve deslocamento da direita para a
esquerda.
No segundo experimento, ao se misturar as soluções de cloreto de magnésio e
hidróxido de sódio, formou-se o seguinte equilíbrio:
MgCl2 + NaOH ↔ 2NaCl + Mg(OH)2 ↓
Neste primeiro momento, o deslocamento da reação ocorre no sentido 1, que pode ser
comprovado pela turbidez que se apresentou, que no caso é a formação do hidróxido de
magnésio.
Após adicionar uma pequena quantidade de cloreto de amônio na mistura, formou-se
um novo equilíbrio:
2NaCl + Mg(OH)2 + 2NH4Cl ↔ 2NaCl + MgCl2 + 2NH4OH
Já nesta segunda etapa da reação, o cloreto de magnésio, que naprimeira etapa era uma
reagente, passa a ser um produto. Após um tempo, observou-se o desaparecimento da
turbidez, porque o hidróxido de magnésio foi consumido e o cloreto de magnésio foi
regenerado e, portanto, conclui-se que a reação ocorreu no sentido 2.
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No terceiro experimento, a mistura entre a solução de cloreto de cálcio e ácido
sulfúrico resultou em um solução branca, e formou o seguinte equilíbrio:
CaCl2 + H2SO4 ↔ 2HCl + CaSO4 ↓
Após a filtração, depois de separarado o filtrado (ácido clorídrico) do sobrenadante
(cloreto de cálcio), e foi adicionada ao filtrado a solução de nitrato de cálcio, foi formado um
novo equilíbrio, de aspecto incolor:
2HCl + Ca(NO3)2 ↔ CaCl2 + 2HNO3
Por fim, quando se adicionou a solução concentrada de cloreto de sódio, obteve-se,
também com aspecto incolor, a seguinte reação:
CaCl2 + 2HNO3 + NaCl ↔ 2HCl + 2NaNO3 + CaCl2
A reação ocorre no sentido 1, por se tratar de uma adição de reagente, que nesse caso é
o cloreto de sódio.
Na primeira parte do quarto experimento, quando se adicionou o hidróxido de sódio ao
cromato de potássio, não houve mudança de coloração (permaneceu a cor amarela padrão do
cromato) pois o cromato é estável em meio básico. O equilíbrio formado foi:
K2CrO4 + 2NaOH ↔ Na2CrO4 + 2KOH
Depois que foi adicionado o ácido clorídrico no mesmo tubo, também não houve
mudança de coloração porque a quantidade de ácido adicionada não foi suficiente para
acidificar o meio reacional, mas ainda assim, por se tratar de uma adição de reagente, pode-se
dizer que o deslocamento da reação ocorreu no sentido 1:
Na2CrO4 + 2KOH + 2HCl ↔ Na2CrO4 + 2H2O + 2KCl
Partindo para a segunda parte do experimento, quando se adicionou o hidróxido de
sódio ao dicromato de potássio, a mistura mudou para uma coloração amarela (laranja é a cor
padrão do dicromato) porque houve alteração do pH do meio reacional (lembrando que o
cromato é estável em meio básico). O equilíbrio formado foi:
K2Cr2O7 + 2NaOH ↔ Na2CrO4 + 2KOH
Após a adição do ácido clorídrico à reação, a mistura mudou a coloração voltando a
apresentar a cor laranja, novamente devido ao alteração do pH do meio reacional (dicromato é
estável em meio básico). Mais uma vez, pode-se dizer que o deslocamento ocorreu no sentido
1, por haver adição de ácido clorídrico.
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6 CONCLUSÃO
A seguintes reações de equilíbrio químico:
- Fe(NO3)3 + 3KSCN ↔ 3KNO3 + Fe(SCN)3
- MgCl2 + NaOH ↔ 2NaCl + Mg(OH)2 ↓
- CaCl2 + 2HNO3 + NaCl ↔ 2HCl + 2NaNO3 + CaCl2
- Na2CrO4 + 2KOH + 2HCl ↔ Na2CrO4 + 2H2O + 2KCl
- K2Cr2O7 + 2NaOH ↔ Na2CrO4 + 2KOH
realizaram deslocamento no sentido 1, isto é, da esquerda para a direita, pois à todas
elas, anteriormente, haviam sido adicionados reagentes em seu sistema, e esse reagentes
extras, de acordo com o princípio de Le Chatelier, seriam os fatores externos - concentração
de substância - que agiram sobre esses equilíbrios, perturbando-os e forçando-os a
deslocarem-se no sentido supracitado, para anular o minimizar esta perturbação, produzindo
uma maior quantidade de produtos até que se cheguem em um novo estado de equilíbrio. Em
outras palavras, as reações diretas aumentaram de velocidade em relação às suas respectivas
reações inversas, para que mais produtos fossem formados e mais reagentes fossem
consumidos.
De maneira análoga, a reação entre os cloretos de sódio e de magnésio e o hidróxido
de magnésio:
- 2NaCl + Mg(OH)2 + 2NH4Cl ↔ 2NaCl + MgCl2 + 2NH4OH
foi a única que realizou o deslocamento no sentido inverso, ou seja, o 2, da direita para
a esquerda. Nesse caso, à ela houve adição de produto e também ocorreu perturbação no
equilíbrio, mas dessa vez, a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de reagentes: a
velocidade da reação inversa se sobressaiu à velocidade da direta, fazendo com que fossem
consumidos os produtos até que a reação chegasse a um novo estado de equilíbrio.
Dessa forma, pôde-se compreender as condições do estado de equilíbrio de cada
reação química estabelecida, bem como foi possível comprovar as consequências da variação
da concentração dos componentes participantes do sistema sobre o seu equilíbrio químico.
16
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, p 1-1055
FELTRE, R. Química. Vol. 2, 6ª ed. São Paulo: Moderna, 2004, p 1-432.
PILLA, L. Físico-química I: termodinâmica química e equilíbrio químico. 2ª ed. Porto
Alegre: Editora da UFRGS, 2010, p. 1-520.
RODRIGUES, E. M. S. Química Geral Experimental I: reações. Belém, 2007, p 1-17.
WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, M. L. General Chemistry. 5th ed. California:
Harcourt, 1996, p. 1-1160.
	RESUMO
	O equilíbrio químico pode ser definido como a situação em que as velocidades de duas reações opostas se equivalem. Foram realizados cinco experimentos, das quais cinco realizaram deslocamento no sentido direto da reação: 2 gotas de solução de tiocinato de potássio - KSCN - 0,1M e 2 gotas de solução de nitrato férrico - Fe(NO3)3 - 0,1M, ; 2 mL de solução concentrada de cloreto de cálcio - CaCl2 - e 2 mL ácido sulfúrico - H2SO4 - concentrado; 1 mL de cromato de potássio - K2CrO4 - 1M, 10 gotas de hidróxido de sódio - NaOH - 1M e 10 gotas de ácido clorídrico - HCl - 1M; e1 mL dicromato de potássio - K2Cr2O7 - 1M, 10 gotas de hidróxido de sódio - NaOH - 1M e 10 gotas de ácido clorídrico - HCl - 1M; e apenas um realizou deslocamento no sentido inverso, sendo a reação entre 1 mL de solução de cloreto de magnésio - MgCl2 - 0,1M, 1 mL de solução de hidróxido de sódio - NaOH - 0,2 M e uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido - NH4Cl. O intuito era analisar e compreender, observando aspectos como mudança de coloração e formação de precipitado, por exemplo, o conceito de equilíbrio químico e suas características, bem como comprovar o princípio de Le Chatelier. Ao final dos experimentos, verificou-se que os deslocamentos eram, de fato, decorrentes de um fator externo que atua sobre o equilíbrio, e nos casos em questão, tal fator seria o aumento da concentração de um ou mais substâncias participantes da reação, sejam elas reagentes ou produtos, o que leva a reação a alcançar um novo estado de equilíbrio. No fim, os objetivos foram alcançados.
	Palavras-chave: deslocamento; equilíbrio; Le Chatelier.
	ABSTRACT
	SUMÁRIO
	1 INTRODUÇÃO
	As reações químicas caracterizam-se, de modo geral, por serem combinações ou interações entre determinadas substâncias que, eventualmente, e sob certas condições de pressão e temperatura, geram outras novas substâncias - união de reagentes que formam produtos. As reações podem ser reversíveis, quando os produtos, depois de formados ou conforme são formados, regeneram os seus reagentes iniciais, ou irreversíveis, quando o primeiro caso não ocorre. O objeto de estudo abordará especificamente as reações reversíveis.
	Tomando uma reação genérica, sob pressão e temperatura adequadas, tem-se:
	A + B → C + D
	Os reagentes não são totalmente consumidos, ou seja, o rendimento da reação não é 100%. Isso ocorre porque o processo de formação dos produtos possui uma certa velocidade, contudo os produtos podem interagirem entre si e reformar os reagentes e, nesse caso, o processo de restituição dos reagentes também possui uma certa velocidade. Portanto, a partir de um determinado instante de tempo, ao passo que A e B reagem formando C e D, C e D reagem restituindo A e B:
	A + B ↔ C + D
	Quando a velocidade das reações (tanto da formação dos produtos quando da reconstituição dos reagentes, se igualam) se igualam, diz-se que o sistema alcançou o estado de equilíbrio químico. Microscopicamente, continua havendo reação entre as moléculas nos dois sentidos, denominando assim o equilíbrio como sendo dinâmico.
	 Quando a valocidade de um dos sentidos da reação se altera, diz-se que houve um deslocamento, podendo ser para a direito ou para a esquerda. A menos que haja algum fator (alteração da pressão, da temperaura, de algum integrante do equilíbrio) externo que entrave um sistema, este sempre naturalmente tenderá ao estado de equilíbrio. A ação do deslocamento do equilíbrio está subordinada ao princípio de Le Chatelier, que será apresentado posteriormente.
	Em suma, pode-se enquadrar o estudo do equilíbrio químico em duas vertentes: a parte cinética, que diz respeito à dinamicidade das reações, e a parte termodinâmica, que aborda a questão das tranformações espontâneas das reações, que ocorrem até o equilíbrio.
	2 OBJETIVOS
	2.1 OBJETIVO GERAL
	Analisar e compreender experimentalmente o conceito de equilíbrio químico.
	2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
	Conceituar o estado de equilíbrio de uma reação química;
	Comprovar o Princípio de Le Chatelier.
	3 REVISÃO DE LITERATURA
	3.1 REAÇÕES REVERSÍVEIS E CONCEITO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
	De acordo com Feltre (2004), uma reação reversível é aquela que ocorre nos dois sentidos, ou ainda, é aquela na qual à medida em que os reagentes se convertem nos produtos, simultaneamente os produtos regerneram os reagentes iniciais. Durante a ocorrência da reação, a partir do instante em que as duas reações entram em equivalência e as quantidades de reagentes e produtos passam a ser inalteradas (sob temperatura constante), pode-se dizer que a reação atingiu o estado de equilíbrio. Macroscopicamnte, tem-se a impressão de que, no estado de equilíbrio, a reação parou de ocorrer, pois começa a haver constância no sistama, porém, microscopicamente, as moléculas tanto dos componentes da reação continuam reagindo entre si. A reação que ocorre da esquerda para a direita é chamada de direta e a reação que ocorre da direita para a esquerda é chamada de inversa. Graficamente, em um instante de tempo inicial qualquer, a velocidade da reação direta é máxima, enquanto a velocidade da inversa é nula. Passando-se certo tempo, a velocidade da reação direta vai diminuindo e a velocidade da inversa vai aumentando até que, em outro certo instante, as velocidades se igualam e tem-se então o equilíbrio.
	A partir das reações reversíveis, diz-se que o equilíbrio químico é o estágio da reação na qual não há mais propensão de mudança das concentrações ou pressões parciais dos reagentes e dos produtos. Todos os equilíbrios químicos são dinâmicos, e quando as reações atingem este estado, significa dizer que a velocidade das reações direta e inversa é a mesma e não existe mudança de composição (ATKINS; JONES, 2012).
	Figura 1 - gráfico do equilíbrio químico (reações com velocidades iguais).
	
	Fonte: Feltre, 2004.
	Whitten, Davis e Peck (1996) descrevem, de modo geral, para uma reação, a constante de equilíbrio Kc sendo definida como o produto das concentrações de equilíbrio (em mol/L) dos produtos, dividido pelo produto das concentrações de equilíbrio dos reagentes, sendo cada um elevado à potência que corresponde ao seu coeficiente estequiométrico na equação:
	aA + bB ↔ cC + dD, Kc = [C]c.[D]d
	 [A]a.[B]b
	A constante de equilíbrio não possui unidade, ou seja, é adimensional. A magnitude de Kc é uma medida da extensão em que ocorre a reação. Para qualquer equação química balanceada, o valor de Kc: é constante a uma determinada temperatura; muda se a temperatura mudar; e não depende das concentrações iniciais. Um valor da constante muito maior que 1 indica que as concentrações dos produtos serão muito maiores do que as dos reagentes; isso significa que, no equilíbrio, a maioria dos reagentes, será convertida em produtos.
	3.3 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
	Após uma reação chegar ao estado de equilíbrio, se a concentração do reagente ou do produto variar, as velocidades das reações direta e inversa serão afetadas até que se estabeleça um novo estado de equilíbrio, quando a relação de Kc retoma o valor constante característico da reação. Após esse processo, as concentrações de equilíbrio serão outras e então diz-se que ocorreu um deslocamento do equilíbrio por causa da variação de concentração (PILLA, 2010).
	Ademais, Rodrigues (2007) define o deslocamento do equilíbrio como “toda e qualquer alteração da velocidade de reação, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio”, e também diz que existe uma regra, utilizada para analisar as causas dos deslocamentos, chamada de princípio de Le Chatelier, enunciada da seguinte forma: “Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca no sentido de anular ou reduzir a ação da mesma, atingindo assim um novo estado de equilíbrio”; e ainda, estabelece três fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio:
	3.3.1 CONCENTRAÇÃO
	Adição de uma substância: desloca o equilíbrio no sentido de consumir a subtância adicionada, ou seja, para o mesmo lado ao qual a substância foi retirada;
	Retirada de uma subtância: desloca o equilíbrio no sentido de regenerar a substância retirada, ou seja, para o mesmo lado ao qual a substância foi retirada.
	3.3.2 PRESSÃO
	A pressão só têm influência em reações nas quais pelo menos uma das espécies químicas é gasosa. O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume e a diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume.
	↑ Pressão - desloca no sentido 2 ↓ Pressão - desloca no sentido 1
	3.3.3 TEMPERATURAO aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e a diminuição desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.
	↑ Temperatura - desloca no sentido 2 ↓ Temperatura - desloca no sentido 1
	Obs: por convenção, será considerado o deslocamento no sentido 1 como sendo o da esquerda para a direita e o deslocamento no sentido 2 o seu oposto.
	4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	4.1 MATERIAIS E REAGENTES
	Tubo de ensaio;
	Bastão de vidro;
	Funil de vidro;
	Solução de nitrato férrico 0,1 M;
	Solução de tiocianato de potássio 0,1 M;
	Solução de nitrato de potássio 0,1 M;
	Solução de cloreto de magnésio 0,1 M;
	Solução de hidróxido de sódio 0,2 M;
	Cloreto de amônio sólido;
	Solução concentrada de cloreto de cálcio;
	Ácido sulfúrico concentrado;
	Solução concentrada de nitrato de cálcio;
	Solução concentrada de cloreto de sódio;
	Solução de cromato de potássio 1 M;
	Solução de hidróxido de sódio 1 M;
	Solução de ácido clorídrico concentrado 1 M;
	Solução de dicromato de potássio 1 M;
	4.2 EXPERIMENTO I
	Primeiramente, colocou-se em um tubo de ensaio 2 gotas de solução de KSCN 0,1M, depois adicionou-se 2 gotas de solução Fe(NO3)3 0,1M. Utilizou-se outro tubo de ensaio para homogeneizar a solução transferindo a mesma de um tubo para o outro por 3 a 4 vezes. Dividiu-se a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e numerou-se estes tubos (1,2,3 e 4). Reservou-se o tubo 1 para ser usado como referência (para comparar a intensidade da coloração); adicionou-se 3 gotas de solução de KSCN 0,1M ao tubo 2. Adicionou-se 3 gotas de solução de Fe(NO3)3 0,1M ao tubo 3. Por fim, adicionou-se 6 gotas de solução de KNO3 0,1M ao tubo 4.
	4.3 EXPERIMENTO II
	4.4 EXPERIMENTO III
	4.5 EXPERIMENTO IV
	 Na primeira etapa, colocou-se em tubo de ensaio 1 mL de K2Cr2O7 1M para utilizar como padrão. Em seguida, colocou-se em outro tubo de ensaio 1 mL de K2Cr2O7 1M e adicionou-se cerca de 10 gotas de NaOH 1M. Por fim, adicionou-se no mesmo tubo de ensaio cerca de 10 gotas de HCl 1M.
	5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
	No primeiro experimento, após a mistura entre o tiocianato de potássio e o nitrato férrico, a solução apresentou coloração laranja, formando o seguinde equilíbrio químico:
	Na reação do tubo 2, após adição da solução do tiocianato, a mistura apresentou coloração laranja escura, isso porque a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de nitrato de potássio e tiocianato de ferro devido ao aumento da concentração do tiocianato de potássio, isto é, houve deslocamento da esquerda para a direita. Analogamente, na reação do tubo 3, após adição da solução do mitrato férrico, a mistura apresentou coloração vermelha escura, porque a reação produziu maiores quantidades de nitrato de potássio e tiocianato de ferro por causa do aumento da concentração do nitrato férrico, e portanto, também houve, deslocamento da esquerda para a direita. Já no tubo 4, ocorre o processo inverso: a adição das seis gotas da solução de nitrato de potássio fez com que a mistura apresentasse uma cor laranja mais claro (diluído), porque a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de tiocianato de potássio e cloreto férrico e, nesse caso, houve deslocamento da direita para a esquerda.
	No segundo experimento, ao se misturar as soluções de cloreto de magnésio e hidróxido de sódio, formou-se o seguinte equilíbrio:
	Neste primeiro momento, o deslocamento da reação ocorre no sentido 1, que pode ser comprovado pela turbidez que se apresentou, que no caso é a formação do hidróxido de magnésio.
	Após adicionar uma pequena quantidade de cloreto de amônio na mistura, formou-se um novo equilíbrio:
	Já nesta segunda etapa da reação, o cloreto de magnésio, que naprimeira etapa era uma reagente, passa a ser um produto. Após um tempo, observou-se o desaparecimento da turbidez, porque o hidróxido de magnésio foi consumido e o cloreto de magnésio foi regenerado e, portanto, conclui-se que a reação ocorreu no sentido 2.
	No terceiro experimento, a mistura entre a solução de cloreto de cálcio e ácido sulfúrico resultou em um solução branca, e formou o seguinte equilíbrio:
	Após a filtração, depois de separarado o filtrado (ácido clorídrico) do sobrenadante (cloreto de cálcio), e foi adicionada ao filtrado a solução de nitrato de cálcio, foi formado um novo equilíbrio, de aspecto incolor:
	Por fim, quando se adicionou a solução concentrada de cloreto de sódio, obteve-se, também com aspecto incolor, a seguinte reação:
	CaCl2 + 2HNO3 + NaCl ↔ 2HCl + 2NaNO3 + CaCl2
	Na primeira parte do quarto experimento, quando se adicionou o hidróxido de sódio ao cromato de potássio, não houve mudança de coloração (permaneceu a cor amarela padrão do cromato) pois o cromato é estável em meio básico. O equilíbrio formado foi:
	Depois que foi adicionado o ácido clorídrico no mesmo tubo, também não houve mudança de coloração porque a quantidade de ácido adicionada não foi suficiente para acidificar o meio reacional, mas ainda assim, por se tratar de uma adição de reagente, pode-se dizer que o deslocamento da reação ocorreu no sentido 1:
	Partindo para a segunda parte do experimento, quando se adicionou o hidróxido de sódio ao dicromato de potássio, a mistura mudou para uma coloração amarela (laranja é a cor padrão do dicromato) porque houve alteração do pH do meio reacional (lembrando que o cromato é estável em meio básico). O equilíbrio formado foi:
	Após a adição do ácido clorídrico à reação, a mistura mudou a coloração voltando a apresentar a cor laranja, novamente devido ao alteração do pH do meio reacional (dicromato é estável em meio básico). Mais uma vez, pode-se dizer que o deslocamento ocorreu no sentido 1, por haver adição de ácido clorídrico.
	6 CONCLUSÃO
	A seguintes reações de equilíbrio químico:
	- Fe(NO3)3 + 3KSCN ↔ 3KNO3 + Fe(SCN)3
	- MgCl2 + NaOH ↔ 2NaCl + Mg(OH)2 ↓
	- CaCl2 + 2HNO3 + NaCl ↔ 2HCl + 2NaNO3 + CaCl2
	- Na2CrO4 + 2KOH + 2HCl ↔ Na2CrO4 + 2H2O + 2KCl
	- K2Cr2O7 + 2NaOH ↔ Na2CrO4 + 2KOH
	realizaram deslocamento no sentido 1, isto é, da esquerda para a direita, pois à todas elas, anteriormente, haviam sido adicionados reagentes em seu sistema, e esse reagentes extras, de acordo com o princípio de Le Chatelier, seriam os fatores externos - concentração de substância - que agiram sobre esses equilíbrios, perturbando-os e forçando-os a deslocarem-se no sentido supracitado, para anular o minimizar esta perturbação, produzindo uma maior quantidade de produtos até que se cheguem em um novo estado de equilíbrio. Em outras palavras, as reações diretas aumentaram de velocidade em relação às suas respectivas reações inversas, para que mais produtos fossem formados e mais reagentes fossem consumidos.
	De maneira análoga, a reação entre os cloretos de sódio e de magnésio e o hidróxido de magnésio:
	- 2NaCl + Mg(OH)2 + 2NH4Cl ↔ 2NaCl + MgCl2 + 2NH4OH
	foi a única que realizou o deslocamento no sentido inverso, ou seja, o 2, da direita para a esquerda. Nesse caso, à ela houve adição de produto e também ocorreu perturbação no equilíbrio, mas dessa vez, a reação foi forçada a produzir maiores quantidades de reagentes: a velocidade da reação inversa se sobressaiu à velocidade da direta, fazendo com que fossem consumidos os produtos até que a reação chegasse a um novo estado de equilíbrio.
	Dessa forma, pôde-se compreender as condições do estado de equilíbrio de cada reação química estabelecida, bem como foi possível comprovar as consequências da variação da concentração dos componentes participantes do sistema sobre o seu equilíbrio químico.
	REFERÊNCIAS