Relatório 7 Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO 
Instituto de Ciências Tecnológicas e Exatas 
 
 
 
Fernanda de Souza Freitas 
Gustavo Henrique Mendonça Soares 
Leonardo Carvalho Siqueira 
Matheus Teixeira Romagnoli 
Monise Fernanda Maciel Melin 
Tásila Castro Ferreira 
Vitor Bambozzi Dall Acqua 
 
 
 
Experimento nº: 07 
 
 
Equilíbrio Químico 
 
 
 
Prof. Benecildo Amauri Riguetto 
Disciplina: Laboratório de Química 
 
 
 
 
 
Uberaba – MG 
09/11/2015 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 3 
1.1 Princípio de Le Chatelier .................................................................................... 4 
2 OBJETIVO ................................................................................................................... 5 
3 MATERIAIS E MÉTODOS ........................................................................................ 5 
3.1 Materiais................................................................................................................ 5 
3.2 Métodos................................................................................................................. 6 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................................................................... 7 
5 CONCLUSÕES ........................................................................................................... 8 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................................ 9 
ANEXO .......................................................................................................................... 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio 
são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um estado de 
equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. “Às vezes, dizemos que uma 
reação química foi completada”, mas rigorosamente falando, não existem 
reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem 
alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades 
de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se 
medir. 
Considere a seguinte reação: 
 
CO2 (g) + H2 (g) → CO (g) + H2O (g) 
 
Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 está contida em um 
recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que 
nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, 
percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que 
as dos produtos (CO e H2O) aumentam (todas essas concentrações aumentam 
e diminuem na mesma proporção). Veja abaixo o gráfico que representa esse 
equilíbrio químico: 
 
 
 
 
É possível observar pelo gráfico que as variações de concentração vão 
se tornando menos acentuadas desde o início da reação (t0) até o instante t3, 
em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se 
tornam menores com o passar do tempo. No tempo t0 somente pode ocorrer a 
reação no sentido da formação dos produtos (reação direta). Entretanto, após 
certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se 
iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, reação inversa. A velocidade da 
reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor 
número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa 
aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos. Finalmente, em 
t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto 
de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de 
reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em 
velocidades iguais: 
 
1.1 Princípio de Le Chatelier 
 
Quando as condições de um sistema em equilíbrio são alteradas, o 
sistema responde de tal forma a manter o equilíbrio. Em 1888, Henri-Lewis Le 
Chatelier descreveu esse fenômeno em um princípio que afirma que "quando 
uma mudança de temperatura, pressão ou concentração perturba um sistema 
em equilíbrio químico, a mudança será contrabalançada por uma alteração na 
composição de equilíbrio". Você observará este princípio neste experimento 
através da reação reversível entre os íons ferro(III) e os íons tiocianato: 
 
Fe3+ + SCN- ⇌ FeSCN2+ 
 
Cada grupo modificará seletivamente a concentração de um dos íons pela 
adição de um reagente que reage de modo a formar um sal insolúvel com o íon, 
causando a sua precipitação. Além disso, cada grupo irá observar o efeito que 
uma mudança de temperatura tem sobre a solução no equilíbrio, o qual permitirá 
concluir se a reação é exotérmica ou endotérmica. 
2 OBJETIVO 
 
Observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a partir de 
fatores como concentrações dos reagentes e variação da temperatura. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 Materiais 
Os materiais utilizados no experimento foram: 
 Espátula; 
 Béquer; 
 Tubos de ensaio; 
 Seringa; 
 Solução KSCN 1,0 mol/L; 
 Solução FeCl3 1,0 mol/L; 
 Solução AgNO3 0,2 mol/L; 
 Cloreto de potássio sólido - KCl. 
 
3.2 Métodos 
Colocou-se 20 mL de água em um béquer e adicionou-se com uma pipeta 
de Pasteur duas gotas de solução 1 mol/L de FeCl3 e depois com outra pipeta 
de Pasteur 2 gotas de solução 1 mol/L de KSCN. Dividiu-se a mistura em 7 
porções de 2 mL, colocando cada uma em um tubo de ensaio. Utilizou-se um 
dos tubos como solução- controle. 
Ao primeiro tubo adicionou-se 3 gotas da solução 1 mol/L de FeCl3 e 
agitou. Comparou-se a coloração e as modificações sofridas com a solução-
controle. 
Ao segundo tubo adicionou-se 3 gotas da solução 1 mol/L de KSCN. 
Comparou-se as modificações sofridas com a solução-controle e também em 
relação ao primeiro tubo. 
 Ao terceiro tubo adicionou-se uma pequena quantidade de KCl sólido e 
agitou-o até que dissolveu-se o sal. Comparou-se ao tubo com a solução-
controle. No mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 mol/L de 
Fe(No3)3. Homogeneizou-se a solução. Comparou-se ao tubo com a solução-
controle. 
 Ao quarto tubo, adicionou-se 3 gotas de solução 0,2 mol/L de AgNO3, 
agitou-se bem para homogeneizar o conteúdo do tubo. Comparou-se ao tubo 
com a solução-controle. No mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 
mol/L de Fe(No3)3 . Homogeneizou-se a solução e comparou-se ao tubo com a 
solução-controle. 
Ao quinto tubo adicionou-se cerca de 3 gotas de solução 0,2 mol/L de 
AgNO3 e homogeneizou-o. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. No 
mesmo tubo adicionou-se 3 gotas de solução de 1,0 mol/L de KSCN. 
Homogeneizou-se a solução. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. 
Por fim, colocou-se o sexto tubo em banho-maria a 70-80 graus Celsius 
durante 2 minutos. Comparou-se ao tubo com a solução-controle. 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Com a adição da solução de 1mol/L de FeCl3 e da solução de 1,0 mol/L 
de KSCN na água destilada ocorreu a seguinte reação de equilíbrio: 
FeCl3 (aq) + 3 KSCN(aq) 3 KCl (aq) + Fe(SCN)3 (aq) 
Sendo a reação reversível entre os íons ferro III e os íons tiocianato 
representados pela equação: 
 SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) FeSCN2+ (aq) 
Essa reação gerou uma solução com uma coloração castanho-
avermelhada, sendo esta utilizada como solução-controle e separado 2 mL 
dessa solução em um tubo de ensaio. 
No primeiro tubo de ensaio com a solução-controle,com a adição de mais 
reagente FeCl3, a reação que estava em equilíbrio, escureceu, ou seja, 
aumentou sua intensidade de coloração. Segundo o princípio de Le Chatelier 
pela adição do reagente a reação se deslocou de tal forma para que se 
reestabelecesse o equilíbrio pelo consumo da substância adicionada. 
No segundo tubo de ensaio com a adição de mais reagente KSCN, assim 
como no primeiro tubo a solução escureceu, sendo a coloração de mais 
intensidade no experimento, tendendo a cor preta. 
 No terceiro tudo com a adição de KCl a coloração da solução-controle a 
cor diminuiu sua intensidade, sendo o KCl produto da reação ocorrida na 
solução-controle. Com a adição de Fe(NO3)3 no mesmo tubo a coloração se 
intensificou novamente. 
Com a adição de Fe(No3)3, houve o favorecimento da formação de 
Fe(SCN)3 , produto da solução-controle. Desta forma, o Fe(No3)3, assim como o 
FeCl3, auxiliou no fornecimento do íon ferro III para a reação, isso pode ser 
evidenciado pela proximidade da coloração com a adição do reagente FeCl3 e 
com a adição do Fe(No3)3. A reação de equilíbrio ocorrida foi: 
 
SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) + Fe(No3)3 (aq) FeSCN5+ (aq) + 3 KNO3(aq) 
 
No quarto tubo com a adição da solução de AgNO3 a solução ficou com 
um aspecto leitoso e esbranquiçado, além de ter aparecido um precipitado no 
fundo do tubo de ensaio, devido ao AgSCN formado pelos íons Ag+ com SCN- 
ser insolúvel. A reação de equilíbrio ocorrida é dada pela equação: 
SCN- (aq) + K+(aq) + Fe3+ (aq) + 3 AgNO3 (aq) 3 AgSCN (s) + Fe(NO3)3 (aq) 
No mesmo tubo com a adição do Fe(NO3)3 a solução continuou com o 
precipitado e com um aspecto leitoso, porém a coloração mudou para um 
alaranjado, aumentando sua intensidade. 
No quinto tubo com a adição da solução de AgNO3 a solução ficou com 
um aspecto leitoso e esbranquiçado, além de ter aparecido um precipitado no 
fundo do tubo de ensaio, assim como no quarto tubo. Com a adição do KSCN, o 
precipitado permaneceu, porém, a coloração do tubo se intensificou. 
No sexto tubo, em que ocorreu um aquecimento em banho-maria da 
solução-controle, após os 2 minutos de exposição, a coloração ficou mais clara, 
com uma cor alaranjada, desta forma comprovou-se a influência da temperatura 
no equilíbrio químico da reação. 
Por ter ficado mais clara a solução evidenciou-se que a reação é 
endotérmica, já que com a adição de reagentes nos tubos 2 e 3 a solução 
escureceu. Por ter ficado alaranjada a solução, isso significa no favorecimento 
da formação do íon Fe3+, já que este possui uma coloração mais amarelada. 
 
5 CONCLUSÕES 
 
Conclui-se com o presente trabalho que os objetivos foram atingidos, 
sendo possível observar o deslocamento do equilíbrio químico de uma reação a 
partir de fatores como concentrações dos reagentes e variação da temperatura 
colocando em prática os conceitos de equilíbrio químico por meio do princípio de 
Le Chatellier. 
Com base nos dados obtidos, pode-se afirmar que ao adicionar mais 
reagente, por exemplo, desloca-se o equilíbrio no sentido da formação dos 
produtos e que a reação sofre influência caso tenha mudanças na temperatura, 
sendo visível estas mudanças com a coloração dos tubos. Tais afirmações 
baseiam-se no princípio de Le Chatellier onde afirma que quando há uma 
mudança de temperatura, pressão ou concentração estas perturbam o equilíbrio 
químico fazendo com que a mudança seja contrabalanceada por uma alteração 
na composição do equilíbrio. 
 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Apostila Laboratório de Química - 2015/2º semestre 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXO 
1) O Equilíbrio Químico ocorre quando temos uma reação reversível que 
atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem com a mesma 
velocidade. 
2) É importante para as reações em geral, na obtenção de produtos, e 
maximizar eles sabendo como funciona o equilíbrio. 
3) FeCl3 + 3 KSCN = Fe(SCN)3 + 3 KCl 
FeCl3 + 3 KCl = Fe(Cl)3 + 3 KCl 
FeCl3 + 3 AgNO3 = Fe(NO3)3 + 3AgCl 
2 FeCl3 + 3 AgNO3 + 3 KSCN = Fe(NO3)3 + Fe(SCN)3 + 3 KCl + 3 AgCl 
4) a) Desloca a reação no sentido de formar mais reagentes. Maior 
concentração de NO3- desloca o equilíbrio para os reagentes e é responsável 
pelo aspecto leitoso e o clareamento da solução. 
b) O Fe, pois o Cl- fica livre e começa a se ligar com o ferro dos reagentes. 
c) O cátion Ag+ reage com o ânion Cl- formando AgCl. 
5) a) Desloca o equilíbrio no sentido dos reagente, pois o 2K+ reage com 
o Cl- formando mais KCl. Desloca no sentido de formar mais reagentes para 
equilibrar a reação. 
b) O SCN- pois ele reage com o K+ e forma mais reagentes, e com o 
aumento dos reagentes, o equilíbrio desloca para formar mais produtos. 
c) O K do composto reagiu com o cloro e formou KCl; o HPO4 reagiu com 
cloro e formou Fe e formou Fe2(HPO4)3. 
6) A solução recebeu calor e então reagiu, logo é uma reação 
endotérmica; que precisa receber calor para atingir a energia de ativação.