Relatório 8 Equilíbrio

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Centro Tecnológico – CT 
Instituto de Química - IQ 
Curso: Bacharel em Química 2015/2 
Alunos: Andressa Carvalho e Mariana Gomes 
Professor: Roberto Salgado Amado 
Disciplina: Química Geral Experimental II 
Data do experimento: 15 de dezembro de 2015 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
1. Introdução 
Na química, existem reações reversíveis e irreversíveis. Na realidade, não existe 
reações irreversíveis, todas as reações químicas ocorrem em ambos os sentidos, 
geralmente mostrando “preferência” por um dos sentidos, evoluindo para um estado 
final de equilíbrio, onde há, na maioria das vezes, predominância de reagentes ou de 
produtos, conforme as energias envolvidas. Algumas vezes, a preferência por 
determinado sentido é tanta que, no equilíbrio, a concentração dos reagentes é tão baixa 
que quase não é perceptível, sendo então chamada de reação irreversível, ou seja, é 
quando o ponto de equilíbrio está tão deslocado no sentido da formação de produtos que 
a concentração dos reagentes fica abaixo da sensibilidade dos métodos analíticos 
utilizados; ao aumentar a sensibilidade dos métodos analíticos fica cada vez menos 
numeroso o conjunto de reações que podem ser consideradas irreversíveis de acordo 
com esse critério. ¹ 
Algumas reações químicas se completam, enquanto outras não. Quando isso 
ocorre, fala-se que está em equilíbrio dinâmico, que indica uma reação que se processa 
em um sentido direto (favorecendo a formação dos produtos) tem a mesma taxa de 
desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (regeneração dos 
reagentes), ou seja, a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa 
e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas no sistema em 
estudo.² Para que se tenha a condição de equilíbrio não pode ocorrer a liberação ou 
perda de qualquer uma das espécies do sistema. 
A concentração molar dos reagentes e produtos em uma reação química em 
equilíbrio sempre obedece a uma certa relação, característica para cada tipo de reação e 
dependente apenas da temperatura, chamada constante de equilíbrio (K). Essa 
descoberta ficou conhecida como a lei da ação das massas³. Dessa forma, tem-se que: 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 
𝐾 =
 𝐶 𝑐[𝐷]𝑑
 𝐴 𝑎 [𝐵]𝑏
 
Onde A, B, C e D são as espécies químicas e a, b, c e d os respectivos 
coeficientes estequiométricos e a constante de equilíbrio, K, depende da temperatura. 
Quando há variação de algum fator que contribui para o equilíbrio de um 
sistema, este é destruído momentaneamente e tem início um processo de mudança no 
sistema para que um novo equilíbrio seja atingido. Para determinar quais as mudanças 
que ocorrem, ou em que sentido elas ocorrem, é utilizado o Princípio de Le Chatelier, 
que estabelece que sempre que um equilíbrio é perturbado, o sistema se reajusta de 
modo a cancelar parcialmente o distúrbio aplicado. Pode-se aplicar o Princípio de Le 
Chatelier a situações em que se varia a concentração, a temperatura ou, no caso de 
sistemas gasosos, também a pressão¹. 
 
2. Objetivo 
 
Estudo dos fatores que influenciam o equilíbrio químicos, processos de 
hidrólise e aplicação do Princípio de Le Chatelier 
3. Procedimentos Experimentais 
 3.1. Materiais e reagentes 
Os seguintes equipamentos e vidrarias disponíveis no laboratório foram utilizados:
 Béquer 
 Estante para tubos de ensaio 
 Papel indicador de pH 
 Pipeta de pasteur 
 Tubos de ensaio
As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório, foram utilizadas: 
 Acetato de amônio 20% (CH3COONH4) 
 Ácido acético 6,0 mol.L-1 (CH3COOH) 
 Ácido clorídrico concentrado (HCl) 
 Água destilada (H2O) 
 Alaranjado de metila 0,2% ([(CH3)2NC6H4N=NC6H4SO3
-
][Na
+
]) 
 Carbonato de sódio 0,1 mol.L-1 (Na2CO3) 
 Cloreto de amônio 1,0 mol.L-1 (NH4Cl) 
 Cloreto de magnésio 1,0 mol.L-1 (MgCl2) 
 Cloreto de potássio saturado (KCl) 
 Cloreto de sódio (NaCl) 
 Cloreto férrico 0,1 mol.L-1 (FeCl3) 
 Fenolftaleína 
 Hidróxido de amônio 6,0 mol.L-1 (NH4OH) 
 Nitrato de Bismuto 0,1 mol.L-1 (Bi(NO3)3) 
 Timolftaleína (C6H4C(O)OC(C10H14O)2) 
 Tiocianato de potássio saturado (KSCN) 
 
3.2. Parte Experimental 
Os experimentos foram divididos em duas partes, uma etapa foi realizada pelo 
professor e a outra pelos alunos. Na etapa feita pelos alunos foi realizado diversos 
experimentos a fim de observar e entender os fatores que influenciam a velocidade da 
reação química. 
 
3.2.1. Experimento feito pelo professor 
I.1. Temperatura 
 
Utilizando-se três ampolas seladas, com dióxido de nitrogênio. Observou-se sua 
coloração em três situações diferentes: 
Primeiro, colocou-se uma ampola em um béquer em banho maria, aquecido em uma 
placa de aquecimento. A segunda foi colocada em banho de gelo e a terceira à 
temperatura ambiente. Aguardou-se alguns minutos para ocorrer a transformação e 
observou-se o resultado obtido. 
 
I.2. Concentração 
 
Em um tubo de ensaio, foi colocado, aproximadamente, 50 mL de água destilada 
e uma ponta de espátula de bicarbonato de sódio. Adicionou-se 8 gotas de água:etanol 
(40:60) e uma gota de fenolftaleína, observando uma coloração rosada. Em seguida, 
soprou-se a solução até que esta descolorisse. Ao tampar o tubo de ensaio e agita-lo, 
observou-se o desaparecimento da coloração colorisse novamente. 
 
3.2.2. Experimento feito pelos alunos 
I.3.Efeito do Íon Comum 
 
A) Adicionou-se, em um tubo de ensaio, 1,0 mL de solução saturada de NaCl, 
juntamente com 1,0 mL de HCl concentrado 12 mol L
-1
. Observou-se a precipitação 
do sal. 
B) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 2,0 mL de água destilada, 3 gotas de ácido 
acético 6,0 mol L
-1
 e uma gota de solução aquosa de 0,2% de alaranjado de metila. 
Observou-se a cor da solução. Em seguida, foi adicionado 1,0 mL de acetato de 
amônio 2-%, observando a mudança de cor sofrida no sistema. 
C) Em um tubo de ensaio, adicionou-se 1,0 mL de água destilada, 2 gotas de solução de 
NH4OH 5,0 mol L
-1
 e 3 gotas de uma solução etanólica 0,1% de timolftaleína. 
Tomou-se nota da cor obtida na solução. Em seguida, adicionou-se 1,0 mL de 
solução de acetato de amônio 20% e observou-se o resultado. 
D) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 1,0 mL de água destilada, 2 gotas de MgCl21,0 
mol L
-1 
e 2 gotas de solução de NH4OH 5,0 mol L
-1
. Observou-se o resultado. Foi 
acrescentado ao tubo 1,0 mL de solução NH4Cl 20 % e anotou-se o que ocorreu com 
o precipitado formado. 
E) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 1 gota de solução de FeCl3 0,1 mol L
-1
 e 1 gota 
de solução de tiocianato de potássio 0,3 mol L
-1
. Diluiu-se a solução resultante, com 
água destilada, até que ficasse ligeiramente avermelhada. Em seguida, foi colocado 
1,0 mL da solução resultante em quatro tubos de ensaio. 
Em um dos tubos, adicionou-se 1 gota de solução de FeCl3. Em um outro, 1 gota de 
solução 0,3 mol L
-1
 de KSCN e no terceiro 1 gota de solução saturada de KCl. O quarto 
tubo foi utilizado para comparação. Observou-se o resultado obtido para futura 
comparação. 
 
 
 
 
I.4. Hidrólise 
 
II.1. Utilizando um papel indicador universal, verificou-se o pH das seguintes soluções: 
NaCl, NH4Cl e Na2CO3, todas em 0,1 Mol. L
-1
. Anotou-se o resultado obtido. 
II.2. Em um tubo de ensaio, adicionou-se 2,0 mL de água e 2 gotas de sabão, com uma 
gota de fenolftaleína. Atentando-se para a cor observada. Em seguida, adicionou-se 2,0 
mL de álcool, agitando a solução. Observou-se o resultado. 
II.3. Colocou-se, em um tubo de ensaio, 3,0 mL de água juntamente com 3 gotas de 
nitrato de bismuto 1,0 mol.L
-1
. Observou-se o que ocorreu e em seguida, adicionou-se 
ao sistema, gota a gota, HCl concentrado até o desaparecimento da turvação. Ao 
acrescentar água a solução, observou-se o resultado. 
4. Resultados e Discussão 
4.1.Experimento realizado pelo professor 
4.1.1. Temperatura 
O gás tóxico dióxido de nitrogênio tem coloração castanha em temperatura 
ambiente. Seguindo a seguinte reação, que está presente na apostila utilizada em 
laboratório, temos: 
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇆ 2𝑁𝑂2(𝑔)∆𝑟𝐻
𝑜 = +57,12 
A variação da entalpia dada nos indica que a reação de formação do NO2 é 
endotérmica. Com isso é possível concluir duas coisas: 
 O Aumento da temperatura favorecerá a reação endotérmica, isto é, a formação 
do NO2 
 A diminuição da temperatura favorecerá a reação exotérmica, ou seja, a 
formação de N2O4, que é um gás de cor alaranjada. 
Quando aqueceu a ampola, o gás ganhou uma coloração castanha escura, porque 
estava favorecendo a formação de NO2. Porém, quando levado ao banho de gelo, sua 
coloração ficou alaranjada, quase incolor,, típica coloração do gás N2O4. 
4.1.2. Concentração 
A fenolftaleína é um indicador de acidez. Quando ela está na solução alcalina 
líquida, como o bicarbonato de sódio, ela ganha coloração rosa. A fenolftaleína muda de 
cor quando a gente muda o pH de uma solução, ou seja, muda o grau de acidez da 
mistura. Ao soltar ar dos pulmões, também se solta gás carbônico, que reage com a água 
e forma ácido carbônico. Aos poucos, a fenolftaleína fica transparente e indica que a 
solução estar ficando ácida.
4
 
4.2.Experimento realizado pelos alunos 
I. Efeito do íon comum5 
a) Ao se adicionar o ácido sulfúrico, houve uma precipitação do sal de cloreto 
de sódio. Isso se deve ao princípio de Le Chatelier, pois ao se adicionar HCl 
a reação: 
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) ⇆ 𝑁𝑎(𝑎𝑞 )
+ + 𝐶𝑙(𝑎𝑞 )
− , 
Aumentou-se a concentração de cloreto, movendo a reação para a esqueda, 
isto é, em direção aos reagentes. Por isso decantou sal de NaCl. Também se 
observou que a solução é exotérmica. 
b) Antes de se adicionar o acetato de amônio, a solução, devido ao indicador, 
estava vermelha, indicando um pH de 3,2, a 4,4. Semelhante a experiência 
anterior, os dois reagentes possuem íon em comum e seguindo o princípio de 
Le Chatelier, a reação move-se para a esquecer a fim de consumir os íons em 
excesso: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) ⇆ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
− + 𝐻(𝑎𝑞 )
+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4(𝑎𝑞 ) ⇆ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞 )
− + 𝑁𝐻4(𝑎𝑞 )
+ 
Depois da mistura, o indicador ficou alaranjado, mostrando o aumento do pH 
após adicionar a base de Lewis NH4
+
 e diminuir a concentração de H
+
. 
c) Analogo as experimecias do item a e b, esta experiência também deslocou a 
reação para a esquerda. 
Por ser alcalino, ao adicionar timolftaleína a solução de NH4OH, a coloração 
ficou azul, porém ficou incolor ao verter o acetato de amônio no tubo. Observando as 
duas reações: 
𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) ⇄ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞 )
−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4(𝑎𝑞 ) ⇄ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞 )
− + 𝑁𝐻4(𝑎𝑞 )
+ 
Nota-se a concentração do íon NH4+ irá aumentar e deslocar a reação, por isso a 
solução fica incolor, pq há poucos íons OH- livres, ou seja, há uma dimminuição do pH. 
 
d) Ao se adicionar hidróxido de amônio (NH4OH) ao cloreto de magnésio 
(MgCl2), a reação produziu muito precipitado branco. Isso se dá devido a 
seguinte reação: 
2𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) + 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑞 ) ⇄ 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(𝑠) + 2𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑠) 
 
O hidróxio de manganês formado é uma base não solúvel em água e o cloreto de 
amônio é pouco solúvel, sendo mais solúvel em altas temperaturas. Por isso houve uma 
grande foração de precipitado ao fundo do tubo de ensaio. Depois de se adicionar 
cloreto de amônio, a solução solubilizou e ficou incolor. 
O cloreto de amônio possui íon em comum, NH4
+
 e Cl
-
, com os produtos 
formados na reação acima. A concentração nesses íons aumenta e a reção se desloca 
para o sentido oposto, ou seja, para os reagentes, formando mais NH4OH e MgCl2 que 
são solúveis em água. Por isso a solução solubilizou novamente. 
e) Ao misturar FeCl3 (de cor amarela) e KSCN (incolor), obtemos uma mistura 
de cor avermelhada e a seguinte equação: 
𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 3𝐾𝑆𝐶𝑁 ⇆ 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)3 + 3𝐾𝐶𝑙 
Na divisão entre os quatro tubos: 
a. Padrão – não houve a adição de nenhum outro reagente. A cor estava 
vermelho claro devido a diluição. 
b. Adição de cloreto de ferrérrico - Corvermelho escuro. Isso porque 
aumentou a concentração de FeCl3, logo a reação se deslocou para a 
direita, em direção aos produtos. Como visto anteriormente, o produto 
desta reação possui cor avermelhada, explicando assim, a mudança. 
c. Adição de tiocianato de potássio – Cor vermelho escuro. Aconteceu a 
deslocamento analogo ao do item b, porém aumentou-se a concentração 
de KSCN. 
d. Adição de KCl saturado - Cor amarelada. Observando a equação dessa 
reação, é possível notar que há formação de KCl no produto, por isso, 
quando se aumenta a concentração de KCl, desloca a reação para a 
esquedar, isto é, em direção aos reagentes. A cor alaranjada é devido ao 
FeCl3 que possui uma cor amarela. 
II. Hidrólise 
a) Quando um sal é dissolvido em água, pode ocorre uma reação chamada 
hidrólise, que é o inverso de uma reação de neutalização. Com base nesse 
conceito, mediu-se o pH dos seguintes sais. 
a. NaCl 0,1 mol.L-1 ph 7. Não há hidrólise em sais formados por ácido e 
bases fortes. No caso do cloreto de sódio, é formado pele ácido 
clorídrico e hidróxido de sódio, que são ácido e base fortes. O equilíbrio 
não permite a formação de ácido e base, e os íons permanecem na 
solução. O pH é neutro por que não há constante de hidrólise. 
b. Na2CO30,1 mol.L
-1 pH 12. Esse sal é formado por uma base fote, 
NaOH, e um ácido frasco, H2CO3, por isso o equilíbrio que se forma na 
solução aquosa é: 
𝑁𝑎(𝑎𝑞 )
+ + 𝐶𝑂3
2− + 2𝐻+ + 𝑂𝐻− ⇆ 𝑁𝑎(𝑎𝑞 )
+ + 𝑂𝐻− + 𝐻2𝐶𝑂3 
Forma-se ácido e há íons OH
-
 livres na solução. A solução resultane é basica. 
c. NH4Cl 0,1 mol.L
-1 ph 7. Esperava-se que o ph fosse menor que 7, pois 
o NH4Cl é formado por um ácido forte, HCl, e uma base fraca, Nh4OH. 
Após o equilibrio da solução, deveria haver íons H+ livres na solução, 
resultando em um pH mais baixo. O erro pode ser resultado de 
contaminações no reagente. 
b) O sabão é formado pela seguinte equação: 
 
 
Figura 1. Reação de saponificação. 
 
 Quando sobre hidrólise, fica livre na solução, íons de OH
-
 livros na solução 
devido a forte base pressente. 
 A fenolftaleína fica rosa em meio básico. Quando adicionada no meio com 
sabão, apresentou uma cor rósea muito clara, indicando o aumento no pH. 
c) Ao hidrolisar o nitrato de bismuto, apareeu turvações no tubo de ensaio 
seguindo a seguinte equação: 
𝐵𝑖(𝑁𝑂3)3(𝑎𝑞 ) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇆ 𝐵𝑖𝑂(𝑁𝑂3)(𝑠) + 2𝐻(𝑎𝑞 )
+ + 2𝑁𝑂3(𝑎𝑞 )
− 
 Ao se adicionar o ácido clororídrico, a concentração de H+ aumentou e deslocou 
a equação para a esqueda, formando mais nitrato de bismuto e mantendo a solução 
incolor (sem turvações). 
 
5. Conclusão 
 A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, 
comprovando o principio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou-se o efeito da 
concentração sobre o equilíbrio das mesmas. 
 Foi confimardo por meio das experiências do item I.3., a importância da 
concentração e do conhecimento das reações químicas as quais está se lidando. Sabendo 
a reação, é possível tornar mais efetivo a produção de produto ou, também, limitar essa 
produção. Esse conhecimento também é relevante para aspectos como o pH, como visto 
nas experiências do item I.4. 
 Todas as experiência citadas são de grandevalia para o meio industrial e de 
pesquisa, pois é muito necessário que se saiba como aumentar a produtibilidade. E para 
isso, é preciso tais conhecimentos. 
 
6. Bibliografia 
¹CONSTANTINO, M.G., SILVA G.V.G. Fundamentos da Química Experimental. 
Editora: UDUSP. São Paulo, 2004. 
²DE PAULA, S.C. Equilíbrio químico e constante de equilíbrio. Disponível em: < 
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-
constante-de-equilibrio.html> Acesso em: 28 de dezembro de 2015. 
³Universidade de São Paulo. Equilíbrio Químico. Disponível em: < 
http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade03.pdf > Acesso em: 28 de dezembro 
de 2015. 
4
Competição do sopro mágico. Manual do Mundo. Iberê Thenório . 0’39”. Disponível 
em: < http://www.youtube.com/watch?time_continue=39&v=3yRllED5iS8> Acesso 
em: 29 de dezembro de 2015. 
5
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Efeito do íon comum; Brasil Escola. Disponível 
em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/efeito-ion-comum.htm>. Acesso em 29 de 
dezembro de 2015.