Experimento_8_-_Equilbrio_qumico

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Ministério da Educação 
Universidade Federal da Integração Latino-Americana 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL – EFI0026 
 
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Experimento 8 - Equilíbrio químico – Princípio de Le Chatelier 
 
1. Objetivo 
 Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento de um 
equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier). 
 
2. Introdução 
 A uma dada temperatura, um sistema químico que não apresenta variação na concentração 
dos reagentes e dos produtos é dito em equilíbrio. Este sistema é representado por: 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ⇌ 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
 As flechas em duplo sentido indicam que a reação é reversível. Quando o equilíbrio 
químico é atingido, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. 
 Um sistema em equilíbrio responderá a uma perturbação externa de acordo com o 
Princípio de Le Chatelier, que diz: 
 “Se um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação externa (adição de reagentes ou 
produtos, alteração da pressão por variação de volume, mudança de temperatura, remoção de 
produtos ou reagentes), o equilíbrio se deslocará no sentido de contrabalançar e minimizar esta 
ação.” 
Neste experimento, vamos estudar o seguinte equilíbrio homogêneo: 
 
[Co(H2O)6 ]
2+
(aq) + 4Cl
-
(aq)  [CoCl4 ]
2-
(aq) + 6 H2O(l) 
 Rosado Azul 
 
 Das quatro espécies envolvidas, Cl-(aq) e H2O são incolores, enquanto o Co
2+
(aq) e o CoCl4
2-
(aq) apresentam cores contrastantes rosa e azul, respectivamente . Uma vez que a intensidade das 
cores, rosas e azul, em solução são proporcionais à concentração molar de Co2+(aq) e CoCl4
2-
(aq) , 
respectivamente, pode-se observar o deslocamento deste equilíbrio para uma nova posição 
quando este for submetido a uma ação externa. A solução de nitrato de cobalto hexahidratado é 
cor de rosa, bem como sal em seu estado sólido. Quando adicionamos o ácido clorídrico 
concentrado, a solução rapidamente se torna azul. Esta mudança ocorre devido a uma substituição 
de ligantes do átomo de cobalto presentes na solução. Na solução cor de rosa, há um excesso de 
moléculas de água e isto favorece a formação do íon hexaaquacobalto (II), de fórmula 
[Co(H2O)6]
2+, em que o cobalto está ligado a 6 moléculas de água. Esta é a espécie responsável 
pela cor da solução. Ao adicionarmos o ácido clorídrico, adicionamos o íon cloreto em excesso 
à solução. Ele substitui as moléculas de água como ligantes do átomo de cobalto, formando o íon 
tetraclorocobaltato (II), de fórmula [CoCl4]
2-, em que o cobalto está ligado a 4 íons cloreto. Este 
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íon é azul e, portanto, é o responsável pela cor da solução. Adicionando mais água, pudemos 
perceber que parte da solução volta a se tornar rosa, pois há localmente um excesso de moléculas 
de água. Em todos os casos, os dois íons estão em equilíbrio, ou seja, os dois coexistem na solução 
e estão constantemente reagindo e se transformando um no outro. As condições, porém, podem 
favorecer a formação de uma das espécies, que se mantém em maior concentração. A solução 
violeta obtida após a agitação é uma mistura das duas espécies formadas em concentrações 
aproximadas. 
Ao aquecermos a solução violeta, percebemos que a cor azul surgiu novamente. Da mesma 
forma, quando resfriamos, a solução se tornou rosa. As reações ocorridas e as espécies formadas 
são as mesmas. Mas desta vez, foi a alteração da temperatura que promoveu esta mudança. A 
reação de formação do [CoCl4]
2- ocorre com absorção de energia. Dizemos que ela é uma reação 
endotérmica. Quando aquecemos a solução, fornecemos energia ao sistema, que a absorveu, 
promovendo a reação endotérmica de formação do íon. Um efeito semelhante é o que ocorre ao 
resfriarmos a solução. A formação do [Co(H2O)6]
2+ ocorre com a liberação de energia. Dizemos 
que esta é uma reação exotérmica. O resfriamento do sistema favorece a liberação desta energia, 
e por isso o íon se forma (reação sentido direto). Estas duas alterações de condições do sistema, 
quanto às concentrações das espécies e quanto à temperatura, são dois exemplos previstos na lei 
de Le Chatelier. Esta lei considera que qualquer perturbação causada em um sistema em 
equilíbrio promove o consumo de algumas das espécies de forma a anular esta perturbação. Ao 
aumentarmos a concentração de um reagente, favorecemos o seu consumo. Da mesma forma, 
aumentando ou diminuindo a temperatura, favorecemos respectivamente as reações 
endotérmicas e exotérmicas. 
 
3. Materiais 
 
Reagentes 
• 6 tubos de ensaio 
• 2 béqueres de 250 mL 
 
1) Co(NO3)2 0,2 mol L-1 
2) HCl 12 mol L-1 
3) NaCl sólido 
4) AgNO3 0,2 mol L-1 
5) Co(NO3)2 sólido 
 
4. Procedimento Experimental 
 Coloque 2,5 mL de nitrato de cobalto 0,2 mol L-1 em 6 tubos de ensaio. Nestes, adicione 
volumes de HCl 12 mol L-1 e água destilada conforme indicado na tabela abaixo: 
 
 
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Tubo 
Vol. 
Co(NO3)2 0,2 
molL-1 (mL) 
Vol. HCl 
12 molL-1 
(mL) 
Vol. 
H2O 
(mL) 
Vol. 
Total 
(mL) 
Cor 
Conc. Inicial 
Co2+ 
(molL-1) 
Conc. Inicial 
HCl (molL-1) 
1 2,5 0 5,0 7,5 
2 2,5 2,0 3,0 7,5 
3 2,5 3,0 2,0 7,5 
4 2,5 3,5 1,5 7,5 
5 2,5 4,0 1,0 7,5 
6 2,5 5,0 0 7,5 
 
Obs: a concentração inicial é a concentração logo após a diluição. 
 
Parte A 
 Misture bem e registre as cores na tabela. Selecione o tubo que apresenta a cor 
intermediária e divida em três porções iguais. Aqueça a primeira porção em um copo com água 
da torneira e coloque a segunda porção em um copo contendo gelo, mantendo a terceira porção 
como padrão de comparação. Compare as cores das soluções aquecida e resfriada com a do 
padrão e interprete os resultados em termos de deslocamento de equilíbrio. 
 Registre no quadro a seguir as cores adquiridas pelas soluções em cada tubo após 
aquecimento e resfriamento, justificando em termos de deslocamento de equilíbrio. 
 
Tubo Padrão Aquecido Resfriado 
Cor final 
 
 Complete o quadro abaixo com as alterações que acontecem com as concentrações de 
cada componente durante o aquecimento e resfriamento. 
 
 Aquecimento Resfriamento 
Co2+ 
Cl- 
CoCl42- 
 
Parte B 
 Misture as três porções e separe a solução (agora na temperatura ambiente novamente) 
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em quatro novas porções. 
 Adicione alguns cristais de Co(NO3)2 na primeira porção, agitando até dissolver. Repita 
este procedimento adicionando cristais de NaCl na segunda porção e gotas da solução de AgNO3 
na terceira porção, mantendo a quarta porção com padrão de comparação. 
 Após a dissolução completa, compare com a solução padrão e complete o quadro a seguir: 
 
 Co2+ Cl- AgNO3 
TUBO Padrão 1 2 3 
COR 
 
Parte C 
 Dobre o volume do tubo 6 do início da experiência com água destilada e observe a 
mudança na coloração. 
 
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Responda 
 
Parte A: 
1- Escreva a expressão matemática para keq da parte A. 
2- Com base nos resultados obtidos após o aquecimento e resfriamento (Parte A), demonstre o 
que acontece com keq: 
- durante o aquecimento: 
- durante o resfriamento: 
3 – O que os resultados anteriores demonstram quanto ao sentido endotérmico e exotérmico da 
reação. 
 
Parte B: 
4 – Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos tubos da parte B. Justifique 
sua resposta. 
5 – Explique o que aconteceu com a concentração de cada espécie quando um novo equilíbrio é 
atingido (em relaçãoao equilíbrio anterior, ou seja, antes da perturbação). 
6 – Sabendo que Cl- e Ag+ reagem, segundo a reação: 
Ag+ (aq)
 + Cl- (aq) → AgCl(s) 
justifique a alteração de equilíbrio que ocorre no tubo 3. 
 
Parte C: 
7 – Expliquem as alterações ocorridas devido ao procedimento na Parte C. 
9- Por que os resíduos dos tubos de ensaio não devem ser descartados na pia?