RELATÓRIO 8 - EQUILÍBRIO QUÍMICO

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
PRICILA MARIA BATISTA CHAGAS 
 
 
 
Ana Lúcia Baldaçara Brito (30D) - 202120358 
Diego Faustino Garcia Pancotti (30D) - 202120686 Gabriel 
Pereira (30D) - 202120700 
Laura Rodrigues Ribeiro Pinto (30D) - 202111218 
Thauana Ávila Teixeira (30D) – 202120885 
 
 
 
 
 
Lavras - MG 
29 de agosto de 2022 
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SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO....................................................................................................... 
OBJETIVO............................................................................................................. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL.................................................................... 
MATERIAIS UTILIZADOS..................................................................................... 
RESULTADOS...................................................................................................... 
PONTOS DE DISCUSSÃO................................................................................... 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................................... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
 
Equilíbrio químico ocorre quando uma reação parece ter sido cessada e 
as concentrações dos reagentes e produtos não mais se modificam. 
 Segundo a apostila GQI 161, reações químicas são reversíveis, ou seja, 
podem acontecer tanto em sentido direto - esquerdo para direita - como em 
sentindo inverso - direita para a esquerda, essas reações são denominadas, 
respectivamente como, reação direta e reação inversa. Assim, do ponto de vista 
químico, a reação entre o iodo e o hidrogênio moleculares, por exemplo, pode 
ser escrita das seguintes maneiras: 
 
𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇌ 2HI(g) (Eq. 1) 
 
ou 
 
2𝐻𝐼(𝑔) ⇌ 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) (Eq.2) 
 
Convencionalmente, na equação 1, 𝐻2 e 𝐼2 (escritos à esquerda da 
equação química) são denominados de reagentes, mas na equação 2, eles são 
denominados produtos (escritos à direita da equação química). O contrário 
ocorre para o 𝐻𝐼. Entretanto, na prática, as equações 1 e 2 representam o mesmo 
processo químico no qual as espécies representadas encontram-se em equilíbrio 
químico, isto é, a concentração dessas espécies não varia com o tempo. 
O estado de equilíbrio pode ser definido por alguns pontos importantes. 
O primeiro ponto que define o estado de equilíbrio de uma reação, é 
justamente o mesmo ser um estado dinâmico, por exemplo, quando as reações 
direta e inversa estão reagindo à mesma taxa, as velocidades das reações 
opostas são iguais, e a concentração dos reagentes e produtos cessam para 
mudanças. Dessa forma, é alcançado um estado de equilíbrio dinâmico, no qual 
as reações opostas continuam a ocorrer mesmo depois de ter atingido o 
equilíbrio. 
O segundo ponto a ser citado, é quando um sistema em análise sofre uma 
perturbação externa, e este caminha espontaneamente para o estado de 
equilíbrio. Os efeitos gerados pelas perturbações sobre os equilíbrios químicos 
foram estudados e regrados, e denominados como Princípios de Le Chatelier. 
O princípio de Le Chatelier alega que se uma influência externa perturba 
um equilíbrio, o sistema sofre uma alteração num sentindo que se opõe à 
influência que o perturba e, se possível, devolve o equilíbrio ao sistema. Os 
efeitos externos que afetam o andamento do equilíbrio químico são: 
Efeito da Pressão: É diretamente ligada com a modificação do volume de 
um sistema composto por reagentes e produtos gasosos maiormente, sendo 
assim ocorre uma mudança em suas concentrações molares, dessa forma 
também na pressão. Quando há um aumento da pressão ocorre o deslocamento 
do equilíbrio químico para o lado do sistema com menor volume, com a 
diminuição da pressão o deslocamento será para o lado de maior volume. 
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Efeito da Concentração: Quando um reagente ou um produto é adicionado 
ou retirado de um sistema em equilíbrio, a concentração de um dos dois será 
modificada, e para o sistema voltar para o estado de equilíbrio, ele irá se transferir 
no sentindo de consumir parcialmente um reagente ou um produto que for 
adicionado ou, recolocar parcialmente um reagente ou um produto que foi 
retirado. 
Efeito Temperatura: Em um sistema em equilíbrio a alteração de 
temperatura pode ser crucial para determinar em qual lado a reação se 
deslocará, por exemplo se elevar a temperatura, haverá o deslocamento do 
equilíbrio no sentido da reação endotérmica, mas se ela diminuir, o deslocamento 
será no sentido da reação exotérmica. 
O estado de equilíbrio de um sistema é caracterizado por sua constante 
de equilíbrio. Para uma reação genérica 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇋ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷, a constante de 
equilíbrio é dada pela expressão: 
𝐾 =
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 
em que a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação. Assim, para 
a equação 2, 
𝐾 =
[𝐻2][𝐼2]
[𝐻𝐼]2
 
 
Na equação 1, ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, o sistema permanece 
instantaneamente em um estado de não equilíbrio. Quando se restabelecer o 
novo equilíbrio, o princípio de Le Chatelier prevê que [𝐻𝐼] será maior e [𝐻2] será 
mais baixa do que aquelas no sistema inicial, sendo que o valor de 𝐾 não será 
afetado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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OBJETIVO 
 
O objetivo desse trabalho foi estudar o deslocamento de equilíbrio 
químico, realizando a verificação experimental do princípio de Le Chatelier. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
• Procedimento A 
 Para dar início ao experimento A, foram separados três tubos de ensaio, um 
deles foi colocado 2 mL de dicromato de potássio 0,05 mol 𝐿−1 (alaranjado) e no 
outro foi colocado 2 mL de cromato de potássio 0,05 mol 𝐿−1 (amarelo). 
Em um dos tubos de ensaio contendo solução com íons dicromato 
(alaranjado), foi adicionado 0,5 ml (aproximadamente 10 gotas) da solução de 
𝑁𝑎𝑂𝐻 1 mol 𝐿−1. Em seguida foi comparado a cor da solução com a dos outros 
tubos e analisado a sua variação. Logo depois foi adicionado ao mesmo tubo do 
experimento anterior 1 ml de HCI 1 mol 𝐿−1. 
Foi agitado e em seguida foi comparado novamente a cor da solução com 
a dos outros tubos. Em seguida, no tubo de ensaio contendo a solução de 
cromato de potássio (amarelo), foi adicionado 2 gotas de solução de 𝐵𝑎𝐶𝑙2 0,5 
mol 𝐿−1. O recipiente foi agitado e observou-se a formação de precipitado. 
No tubo de ensaio contendo dicromato (alaranjado), também foi 
adicionado 2 gotas de solução de 𝐵𝑎𝐶𝑙2 0,5 mol L-1. O recipiente foi agitado e 
observou-se a formação de precipitado. 
Observação: A solubilidade do BaCrO4 é de 8,5 x 10−11mol 𝐿−1 e BaCr2O7 é 
solúvel. 
 
• Procedimento B 
Para dar início ao experimento B, foi adicionado 2 ml de água, 3 gotas da 
solução de amônia e uma gota da solução de fenolftaleína em um tubo de ensaio. 
Em seguida, um papel branco foi molhado com um pouco desta solução e este 
foi agitado ao ar até que fosse possível analisar suas alterações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS UTILIZADOS 
 
1. Béqueres para manipulação de soluções (2 unidades); 
2. Suporte para tubos de ensaio; 
3. Pipetas de Pauster; 
4. Tubos de ensaio médios; 
5. Soluções aquosas de: 
a) 𝐾2𝐶𝑟𝑂4 0,05 mol L-1; 
b) 𝐾2𝐶𝑟27 0,05 mol L-1; 
c) 𝑁𝐻4𝑂𝐻 0,5 mol L-1; 
d) 𝐻𝐶𝑙 1 mol L-1; 
e) NaOH 1 mol L-1; 
f) 𝐵𝑎𝐶𝑙2 0,5 mol L-1. 
6. Solução alcoólica de fenolftaleína. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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RESULTADOS 
 
 Procedimento A 
 
1. Observações da perturbação do equilíbrio no sistema. 
TUBO PERTURBAÇÃO COR INICIAL OBSERVAÇÃO 
1 Adição de NaOH (1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1) Laranja Ficou amarelo1 Adição de HCl (1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1) Laranja Voltou a ser laranja 
2 Adição de 𝐵𝑎2+ (0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1) Laranja Ficou laranja claro 
3 Adição de 𝐵𝑎2+ (0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1) Amarelo Amarelo mais acentuado 
 
Observações tubo 1: 
Na primeira etapa do tudo 1, a solução ficou amarela, poisa concentração 
de 𝐻+ diminui, sendo assim a reação se desloca para a esquerda, aumentando 
a formação do cromato (𝐶𝑟𝑂42−). Nesse caso, o equilíbrio foi afetado de forma 
indireta. 
Na segunda etapa do tudo 1, a solução voltou a ser laranja, pois o 𝐻𝐶𝑙 no 
meio aquoso gera 𝐻+ + 𝐶𝑙−, sendo assim o equilíbrio se desloca para a direita, 
voltando a sua forma original. 
 
Observações tubo 2: 
No procedimento do tudo 2, foi formado 𝐵𝑎𝐶𝑟2𝑂7, gerando um pequeno 
precipitado no fundo do recipiente. Lembrando que, como o Kps dessa solução 
é um pouco maior que no do tudo 3, uma parte do precipitado continua solúvel 
na solução. 
 
Observações tubo 3: 
No procedimento do tubo 3, foi formado 𝐵𝑎𝐶𝑟𝑂4, gerando um precipitado 
no fundo do recipiente e em maior quantidade que no tudo 2, devido ao seu maior 
Kps. 
 
 Procedimento B (observações tubo 4): 
𝑁𝐻3 é uma solução aquosa, sendo assim, quando agitamos o papel, a 
amônia presente na solução vai sendo perdida para o meio. Por esse motivo, a 
solução volta a sua coloração original. 
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PONTOS DE DISCUSSÃO 
 
Pergunta 1: Como você comprovaria que os precipitados nos tubos 2 e 3 do 
procedimento A são os mesmos? 
Resposta: O precipitado do tubo 2 e do tubo 3 são os mesmos, tendo em vista 
que no tubo 3 formou-se um precipitado de BaCrO4 e no tubo 2 formou-se 
BaCrO7, formando menos precipitado do que no tubo 3. 
 
Pergunta 2: Se ao invés de utilizar cloreto de bário fosse utilizado nitrato de 
bário, o resultado do tubo 2 no procedimento A seria diferente? Explique. 
Resposta: Se ao invés de utilizar cloreto de bário fosse utilizado nitrato de bário, 
o resultado do tubo 2 no procedimento A ainda teria o precipitado, porém mudaria 
o produto. 
 
Pergunta 3: Explicar o resultado do procedimento B do ponto de vista químico. 
Resposta: A amônia vai formando gás, e como a mesma vai sendo perdida para 
o meio, a reação já não pode ser considera um meio básico, sendo assim, a 
fenolftaleína vai ficando aos poucos incolor. 
 
Pergunta 4: Proponha um experimento simples, com os reagentes que foram 
utilizados na prática, que reforça sua hipótese da explicação anterior. 
Resposta: O experimento, conhecido popularmente como "sangue do diabo", é 
uma solução que contém 20ml de fenolftaleína, 150ml de água, 50ml de álcool e 
20ml de hidróxido de amônia, conhecido também como amoníaco. Ao misturar, 
a reação passa a pertencer ao meio básico, em que sua coloração fica rosa. 
Esse experimento, antigamente, era utilizado em carnavais, em que as pessoas 
jogavam o líquido rosa em outras pessoas, as mesmas ficavam assustadas com 
a roupa manchada, mas logo em seguida sumia a mancha, isso por que a amônia 
evaporava da solução e o sistema voltava ao meio ácido. 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 
[1] Acessado em 23 de agosto de 2022: 
Livro de GQI 161 situado no Campus Virtual