Relatório Equilíbrio Químico o efeito da concentração de íons hidrogênio.

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 24. 
 
Equilíbrio Químico: o efeito da concentração de íons hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNOS: RA: 
Bruna Da Costa Buzatto 115372 
Joyce Heloisa Feliciano 115175 
 
 
TURMA: 034 
DISCIPLINA: Química Geral Experimental 
PROFESSOR: Guilherme Pereira 
 
 
 
 
 
 
Maringá, 10 de janeiro de 2020 
1.RESUMO 
 
O equilíbrio químico trata-se de uma reação reversível, na qual tanto a 
velocidade da reação direta quanto a inversa são iguais. No entanto, o equilíbrio 
pode ser perturbado por três fatores principalmente e, este se deslocará na 
direção que diminua a perturbação causada. No caso do experimento realizado 
no laboratório, foi analisado a variação da concentração de íons H+ e a formação 
de precipitação. Com o objetivo de observar o equilíbrio, utilizou-se o equilíbrio 
formado pelas soluções de cromato de potássio e dicromato de potássio que 
foram distribuídas em três tubos de ensaio cada. Para perturbar o equilíbrio, 
foram usadas as seguintes soluções: ácido clorídrico, hidróxido de sódio e 
cloreto de bário. Após as adições, foram feitas observações tais como mudança 
de coloração, formação de precipitado e solubilização de precipitado. E por fim, 
foram realizadas discussões acerca dos resultados obtidos a fim de 
compreende-los. 
Palavras-chaves: equilíbrio químico, concentração de íons H+, mudança de 
coloração, formação de precipitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.INTRODUÇÃO 
 
 Os procedimentos gerais no laboratório de química, foram executados com 
o objetivo de investigar a influência da concentração de íons H+ no equilíbrio. Em 
química, a ideia de equilíbrio está associada às reações reversíveis, ou seja, 
aquelas que ocorrem simultaneamente nos dois sentidos da reação. Vale 
ressaltar que um sistema reversível atinge o estado de equilíbrio quando as 
velocidades das reações diretas e inversas se tornam iguais e, 
consequentemente, as quantidades de reagentes e produtos não se alteram 
mais. No entanto, existem certas situações externas capazes de perturbar esse 
estado de equilíbrio químico, processo que é denominado deslocamento de 
equilíbrio. Deslocar o equilíbrio de uma reação, significa alterar a velocidade da 
reação direta ou da reação inversa. 
Ao estudar as reações químicas e as condições de equilíbrio, o químico 
francês Henri Louis Le Chatelier observou que era possível prever a direção do 
deslocamento do equilíbrio e, a partir disso, propôs em 1888 uma ideia geral que 
ficou conheci da como Princípio de Le Chatelier: ''Quando um sistema em 
equilíbrio sofre alguma alteração, ele tende a se deslocar de forma a minimizar 
os efeitos dessa alteração. '' 
O deslocamento de equilíbrio reagido pelo princípio de Le Chatelier é 
provocado basicamente por três alterações externas, sendo elas: temperatura, 
pressão ou concentração da substância. Contudo, o experimento realizado, 
utilizou-se apenas de um fator externo, sendo ele a concentração. 
 O equilíbrio utilizado foi entre os íons cromato de potássio e dicromato de 
potássio, e foi analisado neste a persuasão do pH. É importante salientar que as 
substâncias de cromato de potássio e dicromato de potássio são cancerígenas 
e nocivas ao meio ambiente, por isso, é necessário evitar contato direto e fazer 
o descarte das substâncias de maneira adequada. 
O fator externo que perturbou o equilíbrio analisado foi a variação na 
concentração dos reagentes que provocou comumente um aumento da 
velocidade da reação direta, e/ou o aumento da concentração dos produtos que 
fez a reação inversa ocorrer mais rapidamente. 
Um exemplo dessa alteração seria a adição de CO2(g) a um sistema 
equilibrado, demonstrado na Reação 1, resultando em um aumento da 
concentração desta substância, o que provoca um aumento das colisões entre 
as moléculas do C(s) e de CO2(g). Com isso, a produção de CO(g) aumenta, 
deslocando o equilíbrio para a direita. Por outro lado, se for adicionado CO(g), 
haverá uma elevação da sua concentração, aumentado a produção de CO2 e 
C(s). Assim, a velocidade da reação inversa aumentará e o equilíbrio se deslocará 
para a esquerda. 
C(s)+CO2(g) ⇌ 2CO(g) [Reação 1] 
Outro exemplo, onde o aumento da concentração de alguma substância 
pode proporcionar o deslocamento do equilíbrio químico é notada na Reação 2. 
 N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) [Reação 2] 
Observa-se que se há aumento da concentração do reagente N2 e/ou H2, 
o equilíbrio se desloca para a direita. E se há aumento da concentração do 
produto NH3, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Sendo assim, o aumento 
da concentração desloca o equilíbrio para o sentido oposto. Um fato interessante 
a ser comentado sobre essa Reação 2 é que ela foi estudada por Fritz Haber em 
1908 e, em 1912 o químico alemão desenvolveu um processo para sintetizar 
amônia a partir da fixação do nitrogênio e hidrogênio. 
 Esse processo causou um grande impacto durante a Primeira Guerra 
Mundial, visto que a fixação do nitrogênio do ar possibilitou que a Alemanha 
continuasse com a fabricação de seus explosivos, que foi prejudicada com o 
bloqueio naval dos Aliados na América do Sul. A Alemanha dependia dos 
depósitos de nitrato existente no Chile. Segundo especialista, a guerra teria 
terminado antes de 1918 se não fosse o processo de Haber. Além disso, essa 
reação permitiu a sintetização de fertilizantes, substância que aumentam a 
produção de grãos. 
 
 
 
 
 
3.OBJETIVO 
Investigar a influência da concentração de íons hidrogênio (H+) no equilíbrio.
4.MATERIAIS E MÉTODOS 
4.1.MATERIAIS 
 
 Seis tubos de ensaio; 
 Solução cromato de potássio (0,1 mol/L); 
 Solução dicromato de potássio (0,1 mol/L); 
 Solução ácido clorídrico (1,0 mol/L); 
 Solução hidróxido de sódio (1,0 mol/L); 
 Solução cloreto de bário (0,1 mol/L). 
 
4.2.MÉTODOS 
 
Preparou-se e enumerou-se seis tubos de ensaio de 1 a 6. Primeiramente, 
aos tubos 1,2 e 3 adicionou-se 2,00 mL de solução de cromato de potássio 
(K2CrO42), enquanto nos tubos 4 ,5 e 6 adicionou-se 2,00 mL de dicromato de 
potássio (K2CrO7) e suas cores foram observados [Figura 1- Anexos]. Logo em 
seguida, ao tubo 1, adicionou-se 2,00 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) e 
ao tubo 4, foi adicionado 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 
[Figura 2- Anexos]. Posteriormente, aos tubos 2, 3 ,5 e 6, foi adicionado 2 ,00 
mL de solução de cloreto de bário (BaCl2) [Figura 2- Anexos]. 
Em seguida, ao tubo 2, foi adicionado 2,00 mL de solução de ácido 
clorídrico (HCl), ao tubo 3, foi acrescentado 2,00 mL de solução de hidróxido de 
sódio (NaOH), ao tubo 5, foi adicionado 2,00 mL de solução de ácido clorídrico 
(HCl) e, por fim, ao tubo 6, acrescentou-se 2,00 mL de solução de hidróxido de 
sódio (NaOH) [Figura 3- Anexos]. 
Após isso, os tubos de ensaio foram deixados em repouso e foram 
analisados o que ocorreu após a adição de cada reagente. Deste modo, anotou-
se as equações químicas balanceadas para a reação que ocorreu em cada tubo 
após a adição de cada reagente e os resultados obtidos. 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
A pratica foi realizada para analisar a influência do pH na reação de 
equilíbrio entre os íons cromato (CrO42-) e dicromato (Cr2O72-). O equilíbrio 
mencionado é expresso na Reação 3. 
 Cr2O72- (aq) + H2O (l) ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) [Reação 3] 
Para obter os íons do equilíbrio analisado, utilizou cromato depotássio e 
dicromato de potássio que apresentam coloração amarela e alaranjada, 
respectivamente. Visto isso, é importante analisar que a mudança de coloração 
tem um papel fundamental para a compreensão do experimento. 
 Além disso, também foi observado a ocorrência de precipitação ou não 
dependendo do que foi adicionado no equilíbrio, afim de perturba-lo. A Reação 
4 e a Reação 5, demonstram um caso que o produto é insolúvel e a outra quando 
é solúvel. Estas foram usadas no experimento para explicar a solubilidade que 
ocorre no equilíbrio. 
 Ba2+ (aq) + CrO42- (aq) → BaCrO4 (s) [Reação 4] 
 Ba2+ (aq) + Cr2O72- (aq) → BaCr2O7 (aq) [Reação 5] 
A reação 4, representa um equilíbrio de solubilidade, isto é, um equilíbrio 
dinâmico entre um composto no estado sólido e seus íons em solução [Figura 4- 
Anexos]. A constante de equilíbrio utilizada nesse tipo de equilíbrio é Kps 
(constante do produto de solubilidade) e, essa indica o quão solúvel o sólido é 
em água. O Kps do cromato de bário, a 25° C, é de 2,1.10-10, observa-se que é 
um número muito pequeno, isso indica que a quantidade de BaCrO4 que será 
solubilizado será desprezível. 
Foram utilizados 6 tubos de ensaio enumerados de 1 a 6. Nos três primeiros 
tubos foi adicionada a solução de cromato de potássio (K2CrO4), dessa forma 
percebe-se que a Reação 3 apresenta produto favorável quando a reação é 
analisada da forma escolhida anteriormente [Reação 3]. Por outro lado, nos 
tubos 4, 5 e 6 foi adicionado dicromato de potássio (K2Cr2O7), dessa forma o 
reagente que é favorável de acordo com a Reação 3. 
Inicialmente, o tubo 1 apresentava coloração amarelada. Depois foi a este 
adicionado 2,0 mL de solução de ácido clorídrico, mostrado na Reação 6, 
observou-se a mudança de coloração para alaranjada, desta forma percebe-se 
que nesse momento o reagente que é favorável. O que houve nesse momento 
foi uma perturbação, pois aumentou a concentração de H+, desta forma para 
restabelecer o equilíbrio, os íons hidrogênio foram deslocados para os reagentes 
até o equilíbrio ser restabelecido. 
Cr2O72- (aq) + H2O (l) ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) + [H+] [Reação 6] 
Desta vez, será analisado o tubo de ensaio 2 com coloração amarelada. 
Neste, foi adicionado 2,0 mL de solução de cloreto de bário (BaCl2). Após a 
adição, percebeu-se uma grande precipitação, esta é explicada pela Reação 4, 
visto que a reação ocorreu dessa maneira. Depois, foi adicionado 2,0 mL de 
solução de ácido clorídrico, tornando-se alaranjada a solução, isso ocorreu 
devido aos íons H+ do ácido ficarem excedentes após a reação, desta forma se 
se deslocaram no sentido contrário para reestabelecer o equilíbrio, o mesmo que 
ocorre na Reação 6. Nesse momento, como o reagente fica favorável, acontece 
a solubilização do precitado, pois de acordo com a Reação 5, o dicromato 
reagindo com íons de bário, resulta em um produto solúvel. 
Agora, analisando o tubo 3 que inicialmente estava com uma solução 
amarelada. Neste igualmente ao tubo 2 foi adicionado 2,0 mL de solução de 
BaCl2 e, houve claramente precipitação novamente. Entretanto, diferente do tubo 
2, no tubo 1 foi adicionado 2,0 mL de solução de NaOH e, dessa forma embora 
não seja possível comprovar, precipitou ainda mais. Esse fator ocorre, pois, com 
a adição de OH-, demonstrado na Reação 7, aumenta a concentração de H2O 
dos reagentes e para manter o equilíbrio esta é deslocada para os produtos e o 
cromato formado reage com os íons de bário [Reação 4] e desta forma precipita 
mais ainda. 
Cr2O72- (aq) + H2O (l) ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) + [OH-] [Reação 7] 
Agora, a análise será no tubo de ensaio 4 que apresenta coloração 
alaranjada. Neste foi adicionado 2,0 mL de hidróxido de sódio e, observou-se 
mudança de coloração. Na Reação 8, é possível verificar que os íons OH- foram 
adicionados nos reagentes, dessa forma a concentração de H+ diminuiu para 
formar água e então tornou-se produto favorável. 
Cr2O72- (aq) + H2O (l) + [OH-] ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) [Reação 8] 
Desta vez será analisado o tubo de ensaio 5, com solução alaranjada. Foi 
a este adicionado cloreto de bário, observando um pouco de precipitação, mas 
de acordo com Reação 5 não deveria precipitar. Entretanto é importante ressaltar 
que a reação se trata de equilíbrio químico e, essas apresentam tanto o produto 
quanto o reagente e, dessa maneira o pouco de cromato existente precipitou. 
Logo após, foi adicionado uma solução HCl, que liberou íons H+, demonstrado 
na Reação 9 e, observou a solubilização do precipitado e a permanência da cor. 
Isso ocorre porque a concentração de H+ aumenta e para restabelecer o 
equilíbrio este se desloca para os reagentes e, assim a reação tente mais os 
reagentes e assim diminui a concentração de cromato que estava precipitando. 
Cr2O72- (aq) + H2O (l) + [H+] ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) [Reação 9] 
Por fim, será observado o tubo de ensaio 6 com coloração alaranjada. 
Adicionou-se cloreto de bário e os resultados foram os mesmos obtidos no tubo 
5. Diferente disso adicionou-se NaOH, que liberou íons OH-, demonstrado na 
Reação 10 e, esses íons diminuem a concentração de H+, deslocando o 
equilíbrio para os produtos e desse modo é formado BaCrO4 que é insolúvel, 
aumentando assim a precipitação. 
Cr2O72- (aq) + H2O (l) + [OH-] ⇌ 2 CrO42- (aq) + 2H+ (aq) [Reação 10] 
Conforme observado no experimento, uma reação em equilíbrio é 
reversível, diferente de uma reação direta. Com isso, foi possível mudar a 
coloração e reverte-la se fosse necessário e o mesmo com a precipitação, que 
foi solubilizada nos frascos 2 e 5. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.CONCLUSÃO 
 
Por meio desse experimento, foi possível analisar a influência da 
concentração de íons hidrogênio (H+) no equilíbrio, além de ver casos de 
precipitação e solubilização de precipitado. Deste modo, observou-se alguns 
deslocamentos de equilíbrio na concentração de íons H+. Isto pôde ser analisado 
na adição de determinados reagentes, onde em alguns casos houve uma 
diferenciação na coloração da solução. Vale ressaltar, que devido à natureza de 
algumas substâncias foi possível ocorrer a formação do precipitado ao reagir 
com alguns reagentes. 
É indubitável deixar de destacar que, conforme observado no experimento, 
uma reação em equilíbrio é reversível, diferente de uma reação direta. Com isso, 
foi possível mudar a coloração e reverte-la se fosse necessário e, o mesmo 
ocorre com a precipitação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.ANEXOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[Figura 1- Tubos de ensaio com soluções de 
íons CrO42- (1, 2 e 3) e Cr2O72- (4, 5 e 6) ]. 
[Figura 2- Tubos de ensaio após primeira 
adição de substâncias para perturbar o 
equilíbrio]. 
[Figura 3- Tubos de ensaio após a segunda 
adição de substancias para perturbar o 
equilíbrio]. [Figura 4- Equilíbrio de solubilidade 
entre BaCrO4 e seus íons]. 
8.REFERÊNCIAS 
 
 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm 
Acesso em 20 de dezembro de 2019 
 
 https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-principio-le-
chatelier.htm 
Acesso em 20 de dezembro de 2019 
 
 https://www.infoescola.com/quimica/principio-de-le-chatelier/ 
Acesso em 20 de dezembro de 2019 
 
 https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/influencia-concentracao-
no-deslocamento-equilibrio-.htm 
Acesso em 20 de dezembro de 2019 
 
 DIAS, Diogo Lopes. "O que é Kps?"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-kps.htm. 
Acesso em 05 de janeiro. 
 
 https://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/deslocamento-de-
equilibrio 
Acesso em 05 de janeiro 
 
 https://www.infoescola.com/quimica/deslocamento-de-equilibrio-quimico/Acesso em 05 de janeiro 
 
 BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a 
ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.