Relatório - Equilibrio quimico

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO 
CEARÁ 
IFCE CAMPUS MARACANAÚ 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
ARIANA ESTEVES BRITO 
 
 
EXPERIMENTO N° 05: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
MARACANAÚ 
2022 
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RELATÓRIO N° 05 
1 INTRODUÇÃO 
Equilíbrio químico é um fenômeno que ocorre em reações químicas 
reversíveis. Uma reação é dita reversível quando o sentido reacional acontece em 
ambos os lados da reação. Diz-se que uma reação é direta quando o deslocamento 
da reação favorece a formação de produtos e, inversa quando a reação desloca-se 
no sentido dos reagentes. 
O equilíbrio químico pode ser alcançando quando as concentrações dos 
reagentes e produtos tendem a permanecer constantes e a velocidade das reações 
direta e inversa se igualam. Dada uma reação em equilíbrio: aA + bB ⇌ cC + dD, a 
determinação da constante de equilíbrio, que é um valor que correlaciona as 
concentrações dos produtos e reagentes no momento do equilíbrio, é dada por: 
Keq = 
[A]a.[B]b 
[C]c.[D]d
 
O deslocamento em equilíbrios dinâmicos baseia-se no princípio de Le 
Chatelier, que diz que, o sistema sempre tende a minimizar uma perturbação sofrida 
para manter o equilíbrio. Esta perturbação pode ser proveniente de fatores tais como: 
variação do pH, das concentrações dos reagentes e/ou produtos bem como a variação 
da temperatura. 
2 OBJETIVO 
Realizar experimentos simples que envolvem reações química de um sistema 
em equilíbrio e identificar as condições que podem afetar o equilíbrio químico. 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 Vidrarias: tubos de ensaio, estante, pisseta. 
 Reagentes: K2CrO4, K2Cr2O7, NaOH 0,1 M, HCl 0,1M 
4 METODOLOGIA 
Para a realização deste experimento, inicialmente marcou-se quatro (4) tubos 
de ensaio com letras de A à D. No tubo de ensaio A colocou-se 10 gotas de [K2CrO4] 
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e 10 gotas de [K2Cr2O7], que inicialmente apresentavam, respectivamente, cor 
amarela e laranja. Em seguida, acrescentou-se alternadamente, 6 gotas de solução 
de NaOH 1,0mol/L em cada um dos tubos. Agitou-se bem as soluções e, pode ser 
observado que o tubo A não alterou a sua coloração, porém o tubo B mudou a cor de 
laranja para amarelo. Logo após, adicionou-se alternadamente, 10 gotas de solução 
de HCl 1,0mol/L em cada um dos tubos, e após agitação observou-se que ambos os 
tubos que apresentavam cor amarela, tornaram-se laranja. 
Utilizando-se dois (2) novos tubos de ensaio C e D colocou-se 10 gotas de 
[K2CrO4] e 10 gotas de [K2Cr2O7], que inicialmente apresentavam, respectivamente, 
cor amarela e laranja. Em seguida, acrescentou-se alternadamente, 7 gotas de 
solução de HCl 1,0mol/L em cada um dos tubos. Agitou-se bem as soluções e, 
observou-se que o tubo C alterou a sua coloração de amarela para laranja, porém no 
tubo D não ocorreu mudança de cor. Logo após, adicionou-se alternadamente, 10 
gotas de solução de NaOH 1,0mol/L em cada um dos tubos, e após agitação 
observou-se que ambos os tubos que apresentavam cor laranja, após adição de 
hidróxido de sódio apresentaram coloração amarela. 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Neste experimento foi observado que quando é adicionado NaOH à solução, 
há o predomínio da cor amarela, caracterizando desta forma a prevalência do íon 
cromato. Isto ocorre porque por ser uma base forte, o hidróxido de sódio, em solução, 
sofre dissociação e libera muitos íons hidróxidos (OH-) ao meio. Estes íons interagem 
com os íons H+ formando moléculas de água. Como o sistema é regido pelo princípio 
de Le Chatelier, para minimizar a perturbação sofrida, o meio desloca-se no sentido 
equilibrar novamente o sistema, deslocando-se no sentido inverso (para a esquerda) 
da reação, ou seja, para a prevalência da formação do íon cromato (CrO4-2), como 
mostra a reação (I). 
Reação (I): 
2CrO42−(aq) + 2H+ ⇌ Cr2O72−(aq) + H2O 
Com a adição de HCl, a solução tornou-se laranja. Isto ocorreu porque ao 
promover uma perturbação ao sistema com a variação da concentração de H+, o 
OH-1 
https://www.google.com/url?q=https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/dissociacao-ionizacao.htm&sa=U&ved=0ahUKEwjinaLfhfvMAhUDMyYKHb6pBfAQFggKMAM&client=internal-uds-cse&usg=AFQjCNFuWITrT9WIaVbp1ETU01CCXlY4Qg
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meio desloucou-se no sentido de equilibrar essa adição, deslocando-se desta forma 
para a direita, ou seja, adição íons H+ à solução favorece a formação do íon 
dicromato (Cr2O72−). A prevalência deste íon é caracterizada pela cor laranja. 
Reação II: 
2CrO42−(aq) + 2H+ ⇌ Cr2O72−(aq) + H2O 
 
TUBO COR INICIAL APÓS ADIÇÃO DE 
NAOH 
APÓS ADIÇÃO DE 
HCI 
A Amarela 
 
 
 
 
 
 
Amarela Laranja 
B Laranja Amarela 
 
 
 
 
 
 
 
 
Laranja 
 
 
 
 
 
 
C Amarela 
 
 
 
 
 
 
 
Amarela Laranja 
D Laranja 
 
 
 
 
 
 
Amarela Laranja 
 
 
H+ 
Tabela 1: Esquematização das cores obtidas. 
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CONCLUSÃO 
A partir deste experimento, constatou-se que quando ocorre a variação das 
concentrações das espécies químicas no meio (seja produto ou reagente), o sistema 
em equilíbrio é perturbado e, desta forma promove o deslocamento da reação no 
sentido de diminuir os efeitos promovidos por esse incremento. 
REFERÊNCIAS 
PEDROLO, C.R. EQUILÍBRIO QUÍMICO. Info Escola, 2014. Disponível em: 
https://www.infoescola.com/quimica/equilibrio-quimico/. Acesso em: 06 julho 2022. 
DIAS, D.L. Deslocamento em equilíbrios iônicos. Mundo Educação, 2015. 
Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/deslocamento-
equilibrios-ionicos.htm. Acesso em: 06 julho 2022. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUESTIONÁRIO 
1) Represente as expressões da constante de equilíbrio em cada equação química 
nos tubos de ensaio. 
R: 
Tubo A: 
K2CrO4 + 2NaOH ⇌ Na2CrO4 + 2KOH 
Keq: [Na2CrO4] x [KOH]2 / [NaOH]2 x [K2CrO4] 
2Na2CrO4 + 4HCl + 2KOH ⇌ Na2Cr2O7 + 4NaCl + 3H2O 
Keq = [Na2Cr2O7] x [NaCl]4 / [Na2CrO4 ]2 x [HCl]2 
Tubo B: 
4NaOH + K2Cr2O7 ⇌ 2KOH + 2Na2CrO4 + H2O 
Keq= [Na2CrO4]2 x [KOH]2 / [NaOH]4 x [K2Cr2O7] 
2Na2CrO4 + 2HCl ⇌ Na2Cr2O7 + 2NaCl+ H2O 
Keq = [Na2Cr2O7] / [Na2CrO4 ]2 x [HCl]2 
Tubo C 
2K2CrO4 + 2HCl ⇌ K2Cr2O7 + 2KCl + H2O 
Keq= [K2Cr2O7] / [K2CrO4 ]2 x [HCl]2 
K2Cr2O7 + 2KCl + NaOH ⇌ 2K2CrO4 + HCl + NaCl 
Keq= [K2CrO4 ]2 x [HCl]2 / [K2Cr2O7] x [NaOH] 
2) Qual o efeito da concentração do H+ sobre o equilíbrio químico 2[CrO4 ]2− (aq) ⇌ 
[Cr2O7 ]2− (aq) ? 
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R: Segundo o princípio de Le Chatelier, quando há o aumento da concentração 
(quantidade) de um componente do equilíbrio, imediatamente o equilíbrio desloca-
se no sentido de consumi-lo. A concentração de H+ sobre o equilíbrio promove a 
formação do [ Cr2O7 ]2− . 
3) Qual o efeito da concentração do [OH]1- no equilíbrio químico 2[CrO4 ]2− (aq) ⇌ 
[Cr2O7 ]2− (aq) ? 
R: Com a adição do íon OH- ao meio, o deslocamento do equilíbrio iônico será para 
a esquerda, já que os íons H+ são consumidos pelos ânions OH-, ocorrendo a 
prevalência da coloração amarela. Isso ocorre porque, segundo o princípio de Le 
Chatelier, quando um componente do equilíbrio tem a sua concentração diminuída, 
imediatamente o equilíbrio desloca-se no sentido de formar a substância ou íon 
consumido. 
4) Qual dos reagentes K2CrO4 e o K2Cr2O7 é o melhor agente oxidante em meio 
ácido? 
R: Em meio ácido o dicromato de potássio (K2Cr2O7) é o melhor agente oxidante. 
5) Mostre todas as reações iônicas devidamente balanceadas realizadas no 
experimento. 
R: 
2CrO42− + 2H+ ⇌ Cr2O72− + H2O 
 
Cr2O72− + 2OH- ⇌ 2CrO42− + H2O