Relatório 1 - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO 
Instituto de Química 
Departamento de Química Geral e Inorgânica 
Química Geral Experimental II 
 
 
 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM O EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
Professores: Lohrene De Lima Da Silva 
 
 
 
Alunos: 
 
Alexander de Paula Rodrigues 
Leonardo Leopoldo Liberatori 
Nicolas Fonseca Busolo Skolimovski Paes de Oliveira 
Lucas de Santana 
 
Rio de Janeiro 
07/07/2022 
 
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 SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................ 3 
3. MATERIAIS E REAGENTES ...................................................................... 4 
4. METODOLOGIA .......................................................................................... 5 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ................................................................ 6 
6. CONCLUSÃO ............................................................................................ 11 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................... 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
Nem todas as reações são completadas ou consomem todo um dos 
reagentes. Em algumas reações químicas há sempre alguma quantidade de 
produtos e alguns reagentes presentes. Nesses sistemas químicos ocorrem dois 
processos concorrentes, a reação direta e a reação inversa desse sistema. As 
reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Quando a velocidade da 
reação direta é igual à velocidade da reação inversa, o sistema está em 
equilíbrio. As concentrações dos produtos e reagentes permanecem constantes. 
Isso não quer dizer que o sistema seja estático. Ambas as reações estão 
ocorrendo e estão ocorrendo na mesma velocidade, de modo que não há 
variação líquida nas concentrações dos reagentes ou dos produtos. Ao escrever 
uma equação para uma reação em equilíbrio, setas duplas apontando em 
direções opostas (⇄) são usadas. Essas designações indicam que as reações 
direta e inversa estão ocorrendo ao mesmo tempo. 
Qualquer sistema em equilíbrio permanecerá em equilíbrio a menos que 
as condições do sistema mudem. O princípio de Le Châtelier afirma que um 
sistema em equilíbrio responderá a uma tensão no sistema de forma a aliviar a 
tensão e estabelecer um novo equilíbrio. O sistema terá uma reação dominante 
até que as mudanças de compensação permitam que as velocidades das 
reações direta e inversa sejam iguais novamente (restabelecendo o equilíbrio). 
Se a reação direta domina para compensar as mudanças, dizemos que o sistema 
“desloca para a direita” ou “desloca para produtos” para restabelecer as 
condições de equilíbrio. Isso aumentará a concentração dos produtos e diminuirá 
a concentração dos reagentes. No entanto, se a reação inversa dominar para 
compensar as mudanças, dizemos que o sistema “se desloca para a esquerda” 
ou “desloca em direção aos reagentes” para restabelecer as condições de 
equilíbrio. Isso aumentará as concentrações dos reagentes e diminuirá as 
concentrações dos produtos. As mudanças não devolverão o sistema às 
condições originais, mas a um novo conjunto de condições que estabelecem o 
equilíbrio. 
A importância do estudo e da compreensão do equilíbrio químico pode ser 
confirmada em exemplos fundamentais para a existência da vida como 
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conhecemos, tal como o equilíbrio entre a hemoglobina (proteína presente no 
sangue que é responsável pelo transporte do gás oxigênio) e o oxigênio que um 
equilíbrio fundamental para o processo respiratório de seres aeróbios, abaixo 
(reação 1) um exemplo simplificado da reação descrita acima. 
 𝐻𝑏 + 𝑂2 (𝑔) ⇌ 𝐻𝑏𝑂2 (1) 
Outro exemplo no qual o equilíbrio químico é bastante importante é o 
equilíbrio entre o ácido carbônico e o bicarbonato, que constituem uma solução 
tampão, que é uma reação responsável por manter o pH do sangue numa faixa 
adequada que seria de 7,35-7,45. 
Um possível desequilíbrio numa reação como essa provocaria uma 
acidose ou uma alcalose do sangue o que poderia causar graves problemas 
metabólitos para o indivíduo. Abaixo vemos a reação (2) tampão simplificada 
descrita. 
𝐶𝑂2 (𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻3𝑂(𝑎𝑞)
+ + 𝐻𝐶𝑂3 (𝑎𝑞)
− (2) 
Como podemos perceber a existência do equilíbrio químico é fundamental 
para nossas vidas e como vimos um simples desequilíbrio nessas e em outras 
reações podem trazer efeitos importantes que merecem ser estudados e 
compreendidos, e para realizarmos isso temos que entender que fatores podem 
interferir no equilíbrio de uma reação. 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste trabalho é verificar experimentalmente os fatores que 
influenciam as variações das reações em equilíbrio, utilizando o princípio de Le 
Chatelier. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
● Erlenmeyer de 250 mL com rolha de borracha; 
● Pipeta graduada de 5 mL; 
● Pinça metálica; 
● Banho de gelo; 
● Banho maria; 
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● Tubo de ensaio; 
● Estante para tubo de ensaio; 
● Pipeta Pasteur; 
● Becker de 100mL; 
● Fio de cobre metálico; 
● Ácido Nítrico (HNO3) concentrado; 
● Solução de Cloreto Férrico (FeCl3); 
● Solução de Tiocianato de Amônio (NH4SCN); 
● Solução de Cloreto de Amônio (NH4Cl); 
● Solução de Ácido Fosfórico (H3PO4). 
 
4. METODOLOGIA 
 
⮚ Experimento A 
 
1. Adicionar 1 cm de fio de cobre ou um pequeno pedaço de folha de cobre 
metálico dentro de um Erlenmeyer; 
2. Adicionar com o auxílio da pipeta graduada 1,5 mL de Ácido Nítrico 
Concentrado (HNO3) dentro do mesmo Erlenmeyer, tampar 
imediatamente o Erlenmeyer com uma rolha de borracha; 
3. Observar e anotar as mudanças ocorridas; 
4. Inserir o Erlenmeyer com a ajuda de uma pinça metálica ao banho de 
gelo; 
5. Observar e anotar as mudanças ocorridas; 
6. Retirar o Erlenmeyer do banho de gelo e deixá-lo na bancada por alguns 
minutos até volte a temperatura ambiente; 
7. Inserir o Erlenmeyer com a ajuda de uma pinça metálica ao banho de 
maria; 
8. Observar e anotar as mudanças ocorridas. 
 
 
 
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⮚ Experimento B 
 
1. Em 4 tubos de ensaio, adicionar 5,0 mL da solução vermelha preparada 
previamente; 
2. Reservar a solução do tubo um como referência; 
3. Adicionar no tubo dois de 5 a 10 gotas de Tiocianato de Amônio 
(NH4SCN); 
4. Observar e anotar as mudanças ocorridas; 
5. Adicionar no tubo três de 5 a 10 gotas de Cloreto Férrico (FeCl3); 
6. Observar e anotar as mudanças ocorridas; 
7. Adicionar no tubo quatro de 5 a 10 gotas de Cloreto de Amônio (NH4Cl); 
8. Observar e anotar as mudanças ocorridas; 
 
⮚ Experimento C 
 
1. Em quatro tubos de ensaio, realize as seguintes misturas e 
homogeneizando-as: 
⮚ Tubo 1: 3,0mL de CH3COOH + 3 gotas de alaranjado de metila. 
⮚ Tubo 2: 1,5mL da solução do tubo 1 + 3 a 5 gotas de solução de 
NaCℓ. 
⮚ Tubo 3: 3,0mL de HCℓ + 3 gotas de alaranjado de metila. 
⮚ Tubo 4: 1,5mL da solução do tubo 3 + 3 a 5 gotas de solução de 
CH3COONa. 
 
2. Observar e anotar as mudanças ocorridas em função do pH; 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
⮚ Experimento A 
Nota-se que, quando o ácido nítrico entra em contato com o fio de cobre, 
a coloração da solução passa a ser verde/azul no fundo do Erlenmeyer, e há 
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a formação de um gás cuja a coloração é castanha, dióxido de nitrogênio, 
conforme a reação (3) abaixo. Devido a esta liberação de gás, o Erlenmeyer 
precisa estar tampado com a rolha de borracha. 
𝐶𝑢(𝑠) + 4 𝐻𝑁𝑂3 (𝑐𝑜𝑛𝑐) ⇌ 𝐶𝑢(𝑎𝑞)
2+ + 2 𝑁𝑂3 (𝑎𝑞)
− + 2 𝑁𝑂2 (𝑔) + 2 𝐻2𝑂 (𝑙) (3) 
 
Figura 1 
Após a reação atingir o equilíbrio, mergulhamos o Erlenmeyer no banho 
de gelo por alguns segundos. Verifica-se que a coloração castanha se torna bem 
mais clara, tendendo a ficar incolor. A diminuição de temperatura favorece o 
deslocamento do equilíbrio no sentido da reação exotérmica, pelo princípio de 
Le Chatelier. Ocorrendo a obtençãodo gás N2O4 que é incolor, este é um 
processo exotérmico, conforme a reação (4). 
2 𝑁𝑂2 ⇌ 𝑁2𝑂4 (𝑔) 𝛥𝐻 < 0 (4) 
 
 
Figura 2 
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Ao adicionar o Erlenmeyer em banho maria, a coloração das paredes torna-
se mais intensa, ocorre o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação 
inversa, que é a reação de formação NO2, conforme a reação (5). Ocorrendo a 
absorção de calor, portanto a reação é endotérmica. 
𝑁𝑂2 ⇌ 𝑁2𝑂4 (𝑔) 𝛥𝐻 > 0 (5) 
 
 
Figura 3 
⮚ Experimento B 
 
A solução laranja foi preparada reagindo cloreto férrico (FeCl3) e 
tiocianato de amônio (NH4SCN), conforme a equação (6): 
𝐹𝑒𝐶𝑙3 (𝑎𝑞) + 3 𝑁𝐻4𝑆𝐶𝑁(𝑎𝑞) ⇌ 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)3 + 3 𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) (6) 
Adicionou-se essa solução nos 4 tubos. O tubo um foi reservado e nos 
tubos 2, 3 e 4, foram adicionadas as soluções de tiocianato de amônio no tubo 
2, cloreto férrico no tubo 3, e cloreto de amônio no tubo 4. 
Após a adição dessas soluções obteve-se o seguinte resultado: 
Tubo 2 Adição NH4SCN Apresentou um laranja mais forte 
Tubo 3 Adição FeCl3 Apresentou uma cor vermelho sangue 
Tubo 4 Adição NH4Cl Apresentou um laranja mais fraco 
Tabela 1 
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Figura 4 
 
Pela coloração inicial, pode-se dizer que há um excesso de tiocianato de 
amônio. Adicionou-se, então, no tubo 2, mais tiocianato de amônio, e a cor da 
solução se tornou mais forte. Pode-se concluir que houve um leve deslocamento 
do equilíbrio para o sentido dos produtos, e o pouco de cloreto férrico que estava 
livre acabou reagindo para formar mais tiocianato férrico. 
No tubo 3 foi adicionado mais cloreto férrico, e a coloração mudou para 
vermelho-sangue. Pode-se concluir que houve um deslocamento do equilíbrio 
para o sentido dos produtos, e o cloreto férrico que estava em pouca quantidade, 
passou a ter uma concentração maior, que acabou reagindo para formar mais 
tiocianato férrico, substância responsável pela coloração vermelho-sangue. 
No tubo 4 foi adicionado cloreto de amônio, e a coloração mudou para um 
laranja mais claro em comparação ao tubo 1. Pode-se concluir que houve um 
deslocamento do equilíbrio para o sentido dos reagentes, o que limitou a 
produção de tiocianato férrico. 
Os tubos 2, 3 e 4, tiveram os resultados esperado devido ao princípio de 
Le Chatelier, que diz que quando houver uma perturbação de equilíbrio, a 
tendência é ocorrer o deslocamento no sentido de minimizar as perturbações. 
Nesse caso envolve o aumento de concentração ora de um dos reagentes, ora 
de um dos produtos e o aumento de entropia do sistema, sendo o equilíbrio, 
deslocado no sentindo ora para produzir mais produtos ora para produzir mais 
os reagentes. 
 
Experimento C 
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Para observar a mudança do pH das reações nos tubos 2 e 4, foram 
preparadas duas reações para servir de parâmetro. No primeiro tubo foi feita 
uma mistura de ácido acético (CH3COOH) com 3 gotas de alaranjado de metila. 
Como esperado, observou-se a cor mais alaranjada dizendo que possui um pH 
ácido. 
No tubo 2 foi transferida metade da solução do tubo 1 e foi adicionado 5 
gotas de cloreto de sódio, NaCℓ. Observou-se que não ocorreu uma diferença de 
coloração aparente, logo o pH seguiu ácido e próximo ao do tubo 1, pois não 
ocorreu o deslocamento do equilíbrio no sentido dos produtos, onde formaria a 
base conjugada do ácido acético. 
Já no tubo 3 foi feita uma mistura de ácido clorídrico, HCℓ, com alaranjado 
de metila. Como esperado, observou-se a cor mais alaranjada, devido ao pH 
ácido. 
No tubo 4 foi transferida metade da solução do tubo 3 e foi adicionado 5 
gotas de acetato de sódio, CH3COONa. Observou-se que ocorreu uma diferença 
de coloração aparente, logo houve uma mudança no pH. Segundo o princípio de 
Le Chatelier, a adição dos íons CH3COO- farão com que o sistema tente 
consumi-los, a fim de estabelecer um novo equilíbrio químico, fazendo-os reagir 
com os íons H+, favorecendo o equilíbrio no sentido do ácido mais fraco, o ácido 
acético. Como consequência, a concentração dos íons H+ diminui, conforme 
mostrado na reação (7). 
 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
− ⇌ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) (7) 
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6. CONCLUSÃO 
 
No experimento (A) foi possível observar com mais clareza os 
deslocamentos de equilíbrio esperado e a coloração obtida, devido as mudanças 
de temperatura. A constante de equilíbrio de uma reação depende da 
temperatura. Duas observações experimentais resumem esta dependência. 
Sabe-se que, para reações exotérmicas (que liberam calor), quando a 
temperatura é aumentada a composição da mistura em equilíbrio é deslocada 
em favor dos reagentes (K diminui) e que o oposto ocorre em reações 
endotérmicas (que absorvem calor, K aumenta). O princípio de Le Chatelier está 
de acordo com essas observações. Como a composição favorece os reagentes 
em uma reação exotérmica, a quantidade de calor liberada é menor, o que pode 
ser visto como fator que contrabalança o aumento da temperatura. Da mesma 
forma, como a composição se desloca para os produtos em uma reação 
endotérmica, a quantidade de calor absorvido é maior, o que ajuda a compensar 
o aumento da temperatura. 
No experimento (B) também foi possível observar com mais clareza os 
deslocamentos de equilíbrio esperado e as colorações obtidas, devido as 
mudanças de concentração. O princípio de Le Châtelier afirma que se o sistema 
é alterado de forma a aumentar a concentração de uma das espécies reagentes, 
deve favorecer a reação na qual essa espécie é consumida. Em outras palavras, 
se houver um aumento nos produtos, o quociente de reação, Q, é aumentado, 
tornando-o maior que a constante de equilíbrio, K. Isto é, quando reagentes são 
adicionados à mistura no equilíbrio, as concentrações dos reagentes no 
denominador de Q aumentam e, por isso, Q fica menor do que K, 
temporariamente. Como Q < K, a mistura de reação responde formando produtos 
e consumindo reagentes até Q = K outra vez. Isto é, quando reagentes são 
adicionados a um sistema em equilíbrio, ele reage convertendo reagentes em 
produtos. Da mesma forma, quando produtos são adicionados à mistura em 
equilíbrio, Q fica temporariamente maior do que K, porque os produtos aparecem 
no numerador. Agora, como Q > K, a mistura de reação responde formando 
reagentes à custa dos produtos, até Q = K outra vez. Isto é, quando produtos 
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são adicionados ao sistema no equilíbrio, ele reage convertendo produtos em 
reagentes. 
No experimento (C) foi possível fazer algumas observações e ver a 
influência do pH e a adição de sais no equilíbrio químico. 
Em suma, o Princípio de Le Chatelier, pode ser aplicado a um sistema em 
equilíbrio com a finalidade de prever a maneira pela qual o sistema responderá 
a uma perturbação. Através deste Princípio, quando um reagente ou produto é 
adicionado ao sistema, o equilíbrio se deslocará de forma a consumir a 
substância adicionada. O valor da variação da entalpia para uma reação ajudará 
a indicar como o aumento na temperatura afeta o equilíbrio. Quando a reação é 
endotérmica, um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a direita, mas 
quando a reação é exotérmica, um aumento na temperatura desloca o equilíbrio 
para a esquerda. Além disso, o pH influenciará no deslocamento do equilíbrio, 
pois se os pH estiver na zona de predominância da substância, o equilíbrio 
química se deslocará para ele. 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
● ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5 ed. Bookman, 2012 
● Theodore L. Brown,H. Eugene LeMay,Bruce E. Bursten. Química, a 
ciência central. 9 ed.Pearson Education,2005