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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – Regional Catalão – Curso de Química
Disciplina: Química Geral Experimental
Prof. mestre: Ariadne Canedo Eduardo
Nome: Geraldo Sousa Gonçalves Neto Matrícula:201517182
Nome: Jéssica Santos Silva Matrícula:201517185
Nome: Camila dos Santos de Jesus Matrícula:201517177
1.INTRODUÇÃO
estado de equilíbrio é um estado dinâmico e não estático entre reagentes e
produtos.[1] Cada reação química é uma reação de duplo sentido, mas se o estado de
equilíbrio favorecer grandemente os reagentes, é dito que não há reação e se favorecer
os produtos, denota-se que a reação é completa.[2]
A posição do equilíbrio é diagnosticada quando aplicada uma perturbação ao
sistema; como: variações na temperatura, na pressão (se um dos reagentes ou produtos
for um gás), ou na concentração total de um reagente ou produto.[3]
Esses fatores que deslocam o equilíbrio, podem ser previstos qualitativamente a partir do
princípio Le Chatelier,[3] postulado pelo químico francês Henri Le Chatelier em 1884, o
qual define que a posição do equilíbrio sempre se altera na direção que tende a minimizar
o efeito da perturbação aplicada, mais precisamente: “Quando um sistema em equilíbrio é
sujeito a qualquer perturbação ou stress, tende a ajustar-se, ou adaptar-se, de modo a
reduzir o efeito perturbador”.[4]
A concentração e um fator determinante no equilíbrio. Ela altera o equilíbrio da
seguinte forma: quando a concentração de um dos produtos é aumentada, o equilíbrio é
deslocado no sentido de formação dos reagentes e quando a concentração dos reagentes
é elevada o equilíbrio é deslocado no sentido de formação dos produtos; ao diminuir-se a
concentração de um dos reagentes, o equilíbrio é deslocado para a formação dos
reagentes; quando se diminui a concentração de um dos produtos, o equilíbrio é
deslocado no sentido da formação dos produtos.[1]
O equilíbrio também é estabelecido nas definições de ácido e base de Bronsted-
Lowry, em que estes são conceituados e diferenciados como sendo ácido o doador de
prótons em uma reação e a base sendo a receptora na mesma, independentemente se o
meio é aquoso ou não. Esta teoria mostra que um ácido após doar torna-se uma espécie
receptora, uma base, por isto sendo nomeado de base conjugada do ácido; já a espécie
que recebeu o próton se torna capaz de cedê-lo, tornando-se um ácido conjugado da
base. Esta concepção é de maior interesse para meio aquoso, pois, a água é anfiprótica,
ela doa e pode receber prótons.[3]
2.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte A – Equilíbrio de cloreto de ferro 3 e tiocianato de amônio
Em um balão de 50 mL, adicionou-se 2 mL de solução de cloreto de ferro III e 2 mL
de solução de tiocianato de amônio e completou o volume até o menisco com água
destilada. Em quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4, adicionou-se 5 mL da solução
resultante. Ao tubo 1, adicionou 2 mL de solução de cloreto de ferro III e agitou. Ao tubo 2,
adicionou 2 mL de tiocianato de amônia e agitou. Ao tubo 3, adicionou cloreto de amônio
sólido e agitou.
Parte B – Equilíbrio de dicromato e cromato de potássio
Numerou-se 4 tubos de ensaio de 1 a 4. Nos tubos de 1 e 2 adicionou 2mL de
solução de cromato de potássio e nos tubos 3 e 4 adicionou 2 mL de solução de
dicromato de potássio. No tubo 1 adicionou-se 1 mL de solução de ácido clorídrico e
agitou. No tubo 3 adicionou 1 mL de solução de hidróxido de sódio e agitou.
3.RESULTADO E DISCUSSÕES:
Parte A – Efeito da variação da concentração:
Reações químicas envolvidas:
Balão volumétrico: 3 NH4SCN(aq) + FeCl3(aq) ⇌ 3 NH4Cl(aq) + Fe(SCN)3(aq)
Tubo 1:4 FeCl3 + 2 NH4SCN(aq) → 2 Fe(SCN)(aq) + 2 NH4Cl5(aq)
Tubo 2: FeCl6(aq) + 6 NH4SCN(aq) → Fe(SCN)6(aq) + 6 NH4Cl(aq)
Tubo 3: FeCl4(aq) + 4 NH4SCN(aq) ← Fe(SCN)4(aq) + 4 NH4Cl(aq)
Tabela 1 – Coloração obtida nos tubos de ensaio:
Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4
Coloraç
ão
Vermelho
escuro
Vermelho
claro
Laranja
claro
Vermelho
claro
De acordo com a reação que ocorreu no balão volumétrico pode-se perceber que
ela está em equilíbrio, assim como no tubo 4 e isto mostra que a quantidade de reagente
é igual à quantidade de produto. Pode-se analisar também que nos outros tubos, como o
tubo 1 não contém a seta da reversibilidade, pois, adicionou-se uma quantidade a mais de
FeCl3 e isto quebra o equilíbrio da equação demonstrando que a reação ocorre apenas
para a direita e ocorre a mudança de coloração, e isto ocorre também para o tubo 2
devido a adição de NH4SCN, como mostra na reação química do tubo 2. Pode-se analisar
que a coloração do tubo 3 descorou e sua seta está voltada para a esquerda, e isto ocorre
porque com a adição de NH4SCN, onde o mesmo será consumido e ocorre o inverso da
reação. 
Parte B – Equilíbrio de dicromato e cromato de potássio
Reações químicas envolvidas:
Tubo 1: 2 HCl(aq) + 2 K2CrO4(aq) ⇌ H2O(l) + K2Cr2O7(aq) + 2KCl(aq)
Tubo 3: K2Cr2O7(aq) + 2 NaOH(aq) ⇌ H2O(l) + K2CrO4(aq) + Na2CrO4(aq)
Tabela 2 – Coloração obtida nos tubos de ensaio:
Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4
Coloração Laranja Amarelo Amarelo Laranja
Ao comparar as colorações do tubo 1 com o tubo 2 e tubo 3 com o tubo 4 percebe-
se que ocorreu uma mudança na coloração de amarelo para laranja e laranja para
amarelo, isto ocorreu porque os íons de CrO4-2 e Cr2O7-2 quando estão em solução aquosa
estabelecem o equilíbrio químico. A coloração do íon CrO4-2 é amarelo e o íon Cr2O4-2 tem
a coloração laranja, portanto, ao adicionar a solução de NaOH que contém íon OH - na
solução de K2Cr2O7 ocorre equilíbrio, onde o íon de Cr2O7-2 passa a ser o íon de CrO42-,
então o mesmo muda da coloração de laranja para amarelo, e isto também ocorre quando
adiciona HCl que contém íon H+ na solução de K2CrO4, então, o íon de CrO4-2 se
transforma em íon de Cr2O4-2 e ocorre a mudança de coloração de amarelo para laranja.
Pode-se perceber, então que mudança de pH interfere na reação, isto é, com a
diminuição do pH favorece a formação de Cr2O7-2 como ocorreu na reação química do
tubo 1, então consequentemente o aumento do pH favorece a formação de CrO42-como
ocorreu na reação química do tubo 3. O equilíbrio químico é representado na imagem 1.
Imagem 1: Equilíbrio químico devido à mudança de pH. 
4.CONCLUSÃO:
Portanto, pode-se concluir que se obteve resultados satisfatórios e que percebeu-
se qualitativamente o equilíbrio das reações requeridas e o deslocamento do mesmo
devido a diversos fatores como: concentração e mudança de pH.
5.REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICAS:
[1].ERVIM L. Química geral experimental, Rio de Janeiro: F. Bastos, 2012. P.: 275 à 300;
[2].POSTMA, J. M.; ROBERTS JR., J. L.; HOLLENBERG, J. L. Química no laboratório,
5° Ed. Tradução: Chemistry in the laboratory, 5th ed. Barueri – SP: Manoele, 2009. Pág:
295 à 297;
[3].SKOOG, D. A. et all. Fundamentos de química de analítica, 8° Ed. Tradução: Marco
Tadeu Grassi, São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. Pág: 220 à 226;
[4].RUSSEL, J. B. Química geral, 2°ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol.: 1
Pág: 478;

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