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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
FACULDADE DE QUÍMICA 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICA 
 
JANAINA CRISTINE NUNES JUCA 
LARISSA CRISTINE PEREIRA SOARES 
PEDRO HENRIQUE PINHEIRO OLIVEIRA 
 
 
 
Belém 
2021 
 
 
 
Janaina Cristine Nunes Juca 
Larissa Cristine Pereira Soares 
Pedro Henrique Pinheiro Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICA 
 
 
Relatório de Equilíbrio Químico apresentado à 
disciplina de Química Geral Experimental I da 
Universidade Federal do Pará – UFPA, como um 
dos requisitos para a obtenção de avaliação, 
ministrada pela Prof.ª Dr.ª Elizabeth Maria Soares 
Rodrigues. 
 
 
 
 
 
 
Belém 
2021 
 
 
 
RESUMO 
Equilíbrio químico é o estudo do comportamento e das características de reações reversíveis, 
ou seja, daquelas que apresentam velocidade igual para reações diretas e inversas. Portanto, 
neste relatório usando como base o roteiro e slides da aula, pode-se perceber a importância de 
tal conteúdo para o ensino da química. Assim tendo como base o que foi exposto, foram 
realizados experimentos para comprovar na prática o que foi dito por Le Chatelier, que um 
sistema em equilíbrio quando perturbado tende a ajustar-se de modo a remover a perturbação e 
restabelecer o equilíbrio. Nos experimentos feitos pode-se observar que todos comprovaram o 
princípio de Le Chatelier, pois todas as reações químicas após serem submetidas a algumas 
situações como concentração removeram essas perturbações e voltaram a restabelecer o 
equilíbrio químico. 
Palavras chaves: Reação Química; Equilíbrio Químico; Reversibilidade; Concentração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO .........................................................................................5 
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA ...................................................................6 
3. OBJETIVOS .............................................................................................8 
 
 3.1 Objetivo geral .........................................................................................8 
 
 3.2 Objetivos específicos ............................................................................8 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ......................................................9 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES .............................................................12 
6. CONCLUSÃO ........................................................................................16 
 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Pode-se entender equilíbrio químico como um processo reversível, indicado pela dupla 
seta (⇌). Isso significa que em uma reação química reversível, à medida que os produtos são 
formados, parte deles reagem formando, novamente, os reagentes (SANTOS; MÓL, 2013). 
Porém essas reações ocorrem inicialmente com velocidades (K) diferentes, e depois de um 
determinado tempo essas velocidades se igualam, assim atingindo o estado de equilíbrio. É 
preciso notar que o equilíbrio químico é um estado dinâmico, ou seja, ao atingi-lo, as 
concentrações de reagente e produto permanecem constantes, não necessariamente iguais. 
A + B ⇌ C + D 
As concentrações de reagente e produto de uma reação química no equilíbrio podem ser 
determinadas através da constante de equilíbrio (Kc). Porém, é interessante modificar o estado 
de equilíbrio, promovendo, por exemplo, a formação de mais produtos. Em 1884, o químico 
industrial francês Henry Louis Le Chatelier (1850–1936) publicou o seguinte princípio: “Se um 
sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração 
de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar 
o efeito do distúrbio” (BROWN et al., 2005). Isso quer dizer que quando um sistema, onde a 
velocidade direta e inversa está igualada, é perturbado, a velocidade da reação vai se deslocar 
para um dos sentidos tentando minimizar o efeito dessa perturbação. 
Segundo Brown et al. (2005), a interferência no sistema pode ser dada através de uma 
alteração na temperatura, pressão ou concentração de alguma substância envolvida. Quando há 
uma alteração na concentração o equilíbrio vai deslocar-se para que um novo estado de balanço 
seja atingido. Na variação de pressão, ao diminuir o volume da reação a pressão desta vai 
aumentar, e o sistema vai deslocar para diminuir a pressão. Porém na mudança de temperatura 
é diferente, pois ela altera diretamente a constante de equilíbrio (Kc), então nesta situação a 
temperatura é tratada como um reagente químico. Quando a temperatura é alterada é como se 
estivéssemos adicionando um produto ou reagente no sistema, então o equilíbrio vai se deslocar 
para consumir o excesso. 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA 
 
Muitas reações não se completam, mas, em vez disso, aproximam-se de um estado de 
equilíbrio no qual tanto os reagentes quanto os produtos estão presentes. Assim, depois de certo 
período de tempo, essas reações parecem “parar”- as cores param de mudar, os gases param de 
desprender e assim por diante- antes que a reação se complete, levando a uma mistura de 
reagentes e produtos. (BROWN et al, 2005) 
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema 
fechado pararam de variar com o tempo é chamada de equilíbrio químico. O equilíbrio químico 
ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os 
produtos são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são 
formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os produtos, nem os reagentes 
podem escapar do sistema (BROWN et al, 2005). 
Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida contida num frasco 
fechado. Nesse sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido 
para o de vapor e do de vapor para o líquido (USBERCO et al, 2002). 
 
FIGURA 1: SISTEMA FECHADO DE MOLÉCULAS DE ÁGUA 
 
FONTE: USBERCO; SALVADOR (2002, p 397) 
Vd = velocidade de vaporização 
Vi = velocidade de condensação 
 
H2O(l) ⇆ H2O(v) 
Quando a velocidade de vaporização (vd) se iguala à de condensação (vi), dizemos que o 
sistema atingiu o equilíbrio. No gráfico 1, podemos representar esse e outros equilíbrios por: 
Gráfico 1: Equilíbrio da reação 
6 
 
 
 
 
FONTE: USBERCO; SALVADOR (2002, p 397) 
 
Uma consequência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de 
equilíbrio é que as quantidades dos participantes são constantes, porém não obrigatoriamente 
iguais (USBERCO et al, 2002). 
A constante de equilíbrio Kc a qual é definida como: 
 
 𝐾𝑐 = 
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
 
 
Com cada concentração elevada a uma potência igual ao coeficiente estequiométrico das 
espécies na equação química (ATKINS et al, 2002). 
aA + bB ↔ cC + dD 
 𝐾𝑐 = 
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 
É possível determinar as concentrações de reagentes e produtos de uma reação química 
no equilíbrio e estabelecer o valor de uma constante de equilíbrio para a reação. Por outro lado, 
pode ser interessante modificar o estado de equilíbrio da reação promovendo, por exemplo, a 
formação de mais produtos. Essa situação é particularmente importante na indústria química, 
que procura maximizar a produção de alguma substância. Isso pode ser feito levando-se em 
conta o princípio de Le Chatelier (BROIETTI et al, 2013). 
Henry Louis Le Chatelier (1850–1936) foi um químico e industrial francês que investigou 
a solubilidade de sais, as reações em fase gasosa e se envolveu com metalurgia e produção de 
cimento. Segundoo princípio de Le Chatelier, se um sistema (uma reação química) em 
equilíbrio é perturbado, por exemplo, por uma variação de pressão, de temperatura ou de 
quantidade de substâncias, ele vai se modificar no sentido de minimizar o efeito dessa 
7 
 
 
 
perturbação. O uso de catalisadores apenas acelera a velocidade das reações, eles não interferem 
no deslocamento do equilíbrio. 
 
3. OBJETIVOS 
3.1. OBJETIVO GERAL 
Verificar experimentalmente o deslocamento de equilíbrio químico usando a lei de Le 
Chatelier. 
3.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 
● Conceituar o estado de equilíbrio de uma reação química. 
● Comprovar experimentalmente o "Princípio de Le Chatelier”. 
● Saber caracterizar o estado de equilíbrio e identificar como os fatores 
influenciam no equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
EXPERIMENTO I 
 
1. Coloque duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um tubo de ensaio; 
2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO3)2); 
3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio; 
4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a mesma de um tubo 
para o outro por 3 a 4 vezes; 
5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e 
numere estes tubos; 
6. Reserve o tubo nº 1 que será usado como referência (para comparar a intensidade da 
coloração); 
7. Adicione 3 gotas de solução de tiocianato de potássio ao tubo nº 2 e observe a coloração. 
Compare com o tubo padrão (nº. 1); 
8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo nº 3 e observe a coloração. 
Compare com o tubo padrão; 
9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) ao tubo nº 4. Observe a 
coloração e compare com o tubo padrão; 
10. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do 
experimento e o princípio de Le Chatelier. 
 
EXPERIMENTO II 
 
1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1M em um tubo de ensaio; 
2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 
M, aguarde um pouco e observe o que se forma; 
3. Com uma espátula adicione um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) sólido ao tubo de 
ensaio. Observe o que ocorre; 
4. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do 
experimento e o princípio de Le Chatelier. 
 
9 
 
 
 
EXPERIMENTO III 
 1. Colocar 2mL de solução concentrada de CaCl2 em tubo de ensaio; 
2. Adicionar 2mL de H2SO4 concentrado; 
3. Filtrar o produto da reação; 
4. Separar em 2 tubos de ensaio diferentes o filtrado e o sobrenadante; 
5. Adicionar ao filtrado cerca de 5 gotas de solução concentrada de Ca(NO3)2; 
6. Adicionar em seguida 4 mL de solução concentrada de NaCl; 
EXPERIMENTO IV 
 
1. Coloque 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio limpo. 
Acrescente 2 gotas de hidróxido de sódio 1 M. Acrescente, gota a gota, nitrato de bário 
(Ba(NO3)2) 0,1 M até perceber alguma alteração. Anote o resultado. Guarde este tubo 
de ensaio para a etapa 3; 
2. Em outro tubo de ensaio limpo, adicione 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 
0,1 M. Acrescente 2 gotas de ácido clorídrico 1 M e, depois, 10 gotas de nitrato de bário 
0,1 M. Observe o que ocorreu e anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a 
etapa 4; 
3. Anote suas observações a respeito das solubilidades relativas do cromato de bário 
(BaCrO4) e do dicromato de bário (BaCr2O7) de acordo com suas observações nas etapas 
(1) e (2); 
4. Ao tubo de ensaio da etapa (1), acrescente, gota a gota, HCl 1 M até notar alguma 
alteração. Anote suas observações; 
5. Ao tubo de ensaio da etapa (2) acrescente, gota a gota, NaOH 1 M até notar alguma 
modificação. Anote suas observações; 
6. Sugira uma maneira de inverter as alterações observadas nas etapas (3) e (4). Discuta 
com seu professor e tente fazê-la; 
7. Coloque 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de 
K2CrO4 0,1 M em outro tubo de ensaio. Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M 
a cada um dos tubos de ensaio. Observe os resultados e anote-os. 
10 
 
 
 
Baseando-se em suas observações responda: 
1. O que você pode concluir a respeito da reação 2 CrO42-(aq) → Cr2O7 2-(aq) e da influência 
que os íons H +(aq) exercem sobre ela? Balancear essa equação, adicionando-lhe, no lado 
adequado, o número correto de íons H+(aq) e de moléculas H2O. 
2. O que você pode concluir a respeito da reação inversa Cr2O7 2-(aq) → 2 CrO42-(aq) e da 
influência que os íons hidróxido, OH-(aq) exercem sobre ela? Balancear essa equação 
acrescentando, no lado adequado, o número correto de íons OH-(aq) e de moléculas H2O. 
3. A partir do que observou na etapa (6), o que você pode concluir a respeito das 
concentrações relativas de equilíbrio do íon CrO4
2-
(aq)
 nas soluções 0,1 M de K2Cr2O7 e 
de K2CrO4 ? 
4. Use as equações balanceadas obtidas nas perguntas 1 e 2 para explicar os resultados 
obtidos nas etapas ( 3 ), (4), e (5). 
5. Recorrendo ao princípio de Le Chatelier, resuma os resultados obtidos a respeito do 
equilíbrio dos íons cromato e dicromato. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Experimento I 
 Inicialmente foram adicionadas duas gotas da solução de Tiocianato de Potássio 
(KSCN), em um tubo de ensaio (tubo 1), seguidamente de duas gotas da solução de Nitrato 
Férrico (Fe(NO3)3, e água destilada no mesmo tubo. A mistura apresentou uma tonalidade 
alaranjada. Logo, foi dividida igualmente entre quatro tubos de ensaios que foram numerados 
partindo do tubo referência (tubo 1). 
No tubo 2, foi adicionado 3 gotas de Tiocianato de Potássio (KSCN), e percebeu-se que 
a coloração da solução mudou, do alaranjado para uma coloração vermelha escura. Essa 
coloração ocorreu devido ao Tiocianato Férrico (Fe(SNC)2, formado da reação entre o 
Tiocianato de Potássio (KSCN) e Nitrato Férrico Fe(NO3)3. Pois houve um deslocamento do 
equilíbrio para a formação do produto. Ou seja, em um sistema em equilíbrio, aumentando a 
concentração dos reagentes, no caso o Tiocianato de Potássio (KSCN), o equilíbrio foi 
deslocado em função dos produtos. 
No tubo 3 foram adicionadas três gotas de Nitrato Férrico (Fe(NO3)3, na solução, e 
percebeu-se a ocorrência da mudança na coloração da solução, que ficou com um vermelho 
mais intenso se comparada ao tubo 2. Fato que está interligado com o que ocorreu no tubo 2, 
um aumento dos reagentes deslocou o equilíbrio em função dos produtos. 
 
3KSCN(aq) + Fe(NO3)3(aq) ⇌ Fe(SCN)3(aq) + 3KNO3(aq) 
 
Ao serem adicionadas 6 gotas de Nitrato de Potássio (KNO3) no tubo de ensaio 4, cuja 
a coloração era laranja, a solução adquiriu um tom amarelado mais claro. Nesse caso, ao serem 
acrescentadas as gotas de um dos componentes dos produtos, o equilíbrio deslocou-se em 
função dos reagentes. 
 
Fe(NO3)3 + 3KSC ⇌ KNO3 + Fe(SCN)3 
Foi percebido que ao serem adicionadas determinadas quantidades de componentes que 
já faziam parte das equações químicas, portanto, da reação. O equilíbrio que havia ali foi 
perturbado. Como o sistema tende a voltar ao equilíbrio, sendo assim, as mudanças de coloração 
foram tão perceptíveis. 
 
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Experimento II 
 Foi adicionado 1mL da solução de Cloreto de Magnésio (MgCl2) 0,1M em um tubo de 
ensaio, ao mesmo tubo foi adicionado 1mL da solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,2M. 
O produto dessa reação foi o Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) e o Cloreto de Sódio (NaCl), 
com a presença de um precipitado esbranquiçado de aspecto leitoso, devido ao Hidróxido de 
Magnésio que fica suspenso em solução aquosa. 
 
 MgCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → Mg(OH)2(s)  + 2 NaCl(aq) 
 
Posteriormente, ao tubo de ensaio, foi adicionado com uma espátulasais de Cloreto de 
Amônio (NH4Cl). No momento da adição dos sais de amônio, houve uma espécie de limpeza 
da solução esbranquiçada para a límpida. Isso ocorreu porque o precipitado (Mg(OH)2 
dissolveu-se na presença de sais de amônio. No caso, a adição de sais de amônio resulta num 
aumento da concentração de íons NH4
+ que ocasiona um deslocamento do equilíbrio da 
dissociação da amônia no sentido da formação de amônia não dissociada. 
 
 NH3 + H 2O ⇌ NH4 + OH- 
 
Esse deslocamento de equilíbrio implica numa diminuição da concentração de OH-. 
Quando a concentração de OH- for reduzida a um valor tal que o produto de solubilidade do 
Mg(OH)2 não for atingido deve haver dissolução completa do precipitado. Se houver a adição 
de por exemplo um ácido como o Àcido clorídrico (HCl) o precipitado irá dissociar-se. 
 
Experimento III 
 A princípio foi feita a mistura da solução de CaCl2 e de ácido sulfúrico H2SO4 
concentrado. Houve uma reação na qual deu-se a formação do produto sulfato de cálcio CaSO4 
como precipitado e de HCl que permaneceu em solução. O precipitado foi separado pelo 
método da filtração simples. E a solução de HCl que restou no tubo de ensaio, foi misturada a 
solução de nitrato de cálcio Ca(NO3)2 formando como produtos, o cloreto de cálcio e o ácido 
nítrico. A esses produtos, foi adicionado cloreto de sódio concentrado (NaCl) e de acordo com 
a equação química das reações, houve uma formação dos produtos HCl, e NaNO3. Percebe-se 
que os produtos permaneceram em equilíbrio com os reagentes. Seguindo assim, o princípio de 
Le Chantelier. A seguir as reações: 
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CaCl2 + H2SO4 ⇌ 2HCl + CaSO4  (Filtrar) 
 
2HCl + Ca(NO3)2 ⇌ CaCl2 + 2HNO3 
 
CaCl2 + 2HNO3 + 2NaCl ⇌ 2HCl + 2NaNO3 + CaCl2 
Após a mistura do HCl, NaNO3 e CaCl2, a solução permanece límpida, então inferiu-se 
que todos os componentes estão na solução como íons e em equilíbrio. 
 
Experimento IV 
Em solução aquosa, o íon cromato (amarelo) (CrO4
2–) e o íon dicromato (laranja) 
(Cr2O7
2–) estão em equilíbrio químico. Este equilíbrio é deslocado para o dicromato com o 
aumento da concentração hidrogeniônica (tornando a solução ácida) de acordo com o princípio 
de Le Châtelier. 
 
 2 CrO42–(aq) + 2 H3O+(aq) → Cr2O72–(aq) + 3 H2O 
 
No quarto experimento vemos a diferença que íons provocam nas reações químicas, 
como no caso do equilíbrio cromato – dicromato. Foram adicionadas em um tubo de ensaio a 
solução de Cromato de Potássio (K2CrO4) 0,1M, que apresenta uma coloração amarela, em 
seguida foram colocadas 10 gotas da solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1M. a solução 
continuou com a mesma coloração. Pois, o cromato é uma espécie estável em meio básico. Foi 
adicionado 10 gotas de HCl, e não houve mudanças na coloração. Devido ao HCl não ser o 
suficiente para a reação acontecer. 
Foram adicionadas, gota a gota da solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1M, e vimos a 
ocorrência da mudança da colocação, do amarelo para um tom laranja. Isso ocorre pois segundo 
o princípio de Le chântelier, após a adição da substância ácida que possui íons H+ que deslocam 
o sentido da reação para formação do íon dicromato (Cr2O7 
2-). 
 A seguir a reações de equilíbrio: 
 
K2Cr2O7 + 2 NaOH ⇌ Na2CrO4 + 2 KOH 
 
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https://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico
https://pt.wikipedia.org/wiki/Princ%C3%ADpio_de_Le_Ch%C3%A2telier
https://pt.wikipedia.org/wiki/Princ%C3%ADpio_de_Le_Ch%C3%A2telier
 
 
 
Na2CrO4 + 2 KOH + 2 HCl ⇌ Na2CrO4 + KCl 
 
 
Respostas: 
1) O equilíbrio entre os íons é afetado com o acréscimo de H+. Logo, devido ao meio 
ácido, o equilíbrio tende a deslocar-se para a direita da reação, prevalecendo uma 
coloração alaranjada. 
 
 2 CrO4
2–
(aq) + 2 H
+
(aq) → Cr2O72–(aq) + H2O(l) 
 
2) A reação inversa entre os íons cromato e dicromato é influenciada pelos íons OH- do 
hidróxido de sódio, ocorrendo uma reação de neutralização com os H+ presentes em 
solução. Logo, a adição da base diminui a concentração do participante H+. 
 
NaOH(aq) → Na+ + OH- 
2 CrO4
2–
(aq) + 2 H
+
(aq) → Cr2O72–(aq) + H2O(l) 
H+(aq) + OH
- 
(aq) → H2O(l) 
 
Neste caso, teremos o deslocamento para a esquerda do equilíbrio iônico. Já que os íons H+ 
são consumidos pelos íons OH-, ocorrendo a prevalência da coloração amarela. 
 
2 CrO4
2–
(aq) + 2 H
+
(aq) → Cr2O72–(aq) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. CONCLUSÃO 
 
Foi possível comprovar através das mudanças ocorridas nos experimentos o princípio de 
le chatelier, no experimento 1 foi possível observar com a mudança de coloração o 
deslocamento do equilíbrio com a adição de tiocianato de potássio se deslocando no sentido 
dos produtos no tubo 1, no tubo 2, foi adicionado tiocianato férrico e houve mudança na 
coloração e o equilíbrio foi deslocado no sentido dos produtos, no tubo 3, foi adicionado nitrato 
férrico e foi possível observar mudança na coloração e a mudança no equilíbrio para o lado dos 
produtos, no experimento 2 adicionando novamente mais reagente ocorreu o aparecimento de 
turbidez e precipitação do hidróxido de magnésio, depois foi adicionado cloreto de amônio e 
ocorreu o desaparecimento da turbidez, evidenciando o deslocamento do equilíbrio no sentido 
dos produtos, no experimento 3, houve precipitado de sulfato de cálcio, após a retirada deste 
precipitado a solução restante foi misturada com nitrato de cálcio e os produtos ficaram em 
equilíbrio com os reagentes, no experimento 4 houve a formação de precipitado de cromato de 
bário no tubo 1, ao adicionar o nitrato de bário em um tubo contendo dicromato de potássio e 
ácido clorídrico também ocorreu a formação de precipitado no tubo 2, no tubo de ensaio 1 foi 
adicionado ácido clorídrico e houve mudança de coloração constatando a deslocação do 
equilíbrio, no tubo de ensaio 2 foi adicionado hidróxido de sódio onde houve alteração na 
coloração e a mudança do equilíbrio. Com a realização do experimento, podemos verificar se 
uma reação se processa de forma espontânea ou não e também estudar a influência da 
concentração no equilíbrio. Além disso, constatou-se na prática, o que se encontrou na 
literatura. 
 
REFERÊNCIAS 
 
SANTOS, Wildson; MÓL, Gerson (Coords.). PEQUIS - Química cidadã: volume 2. 2. ed. São 
Paulo: Ajs Ltda, 2013. 
 
BROWN, L.; LEMAY, E; BURSTEN, E. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: 
Pearson, 2005. 
 
BROIETTI, Fabiele; PASSOS, Marinez; FILHO, Ourides; SOUZA, J. ALGUNS 
SIGNIFICADOS DA EXPRESSÃO “DESLOCAR O EQUILÍBRIO” PARA 
FORMANDOS DO CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA. Ensaio: Pesquisa em 
16 
 
 
 
Educação em Ciências, Belo Horizonte, v. 15,, 2013. Disponível 
em:<https://www.scielo.br/j/epec/a/85K5pDWXDfjwdqg68SnmT4n/?format=pdf&lang=pt> . 
Acesso em: 19 agosto 2021. 
 
USBERCO, J; SALVADOR, E. Química. 5 ed. São Paulo, 2002. 
 
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