RELATÓRIO Equilíbrio Químico – Influência da Concentração

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FACULDADE DE AMERICANA 
ENGENHARIA QUÍMICA – TURMA: 88-01-A 
 
 
 
Giovanna Domingues Marcelino RA: 20171093 
Jeane Bonfim Prates RA: 20171169 
Marco Antonio Ongaro F. dos Santos RA: 20170693 
Rafaela Cristina Feitosa Corsi RA: 20171246 
Tábata Pâmela Aparecida de Lima RA: 20170191 
Weliton Roberto de Abreu RA: 20170800 
 
 
 
 
 
Aula 5 – Equilíbrio Químico – Influência da Concentração 
 
 
 Relatório técnico apresentado como 
 requisito parcial para aprovação na 
 disciplina de Química no curso 
 Engenharia Química da Faculdade de 
 Americana. 
 Prof.ª Dra. Silvia Vaz Guerra Nista 
 
 
 
 
 
AMERICANA 
2017 
 
1. Introdução 
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre os reagentes e produtos de 
uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela 
primeira vez pelo químico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique 
chimique de 1803. 
Teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se 
transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. 
Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes 
são convertidos em produtos, e não se observa ocorrer o contrário (ou pelo menos não 
em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma 
série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) 
torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. 
O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. 
Apesar das concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) serem constantes no 
equilíbrio químico de uma reação, os fenômenos direto e inverso do processo, que é 
reversível, continuam ocorrendo, ambos na mesma velocidade. Dessa forma, as reações 
direta e inversa se anulam, o que justifica o fato das concentrações do(s) produto(s) e 
do(s) reagente(s) serem constantes no equilíbrio químico, apesar da reação nunca ser 
interrompida. 
Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH3), a partir do 
gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) — que faz parte do Processo de Haber 
N2(g) + 3H2(g) {\displaystyle \rightleftharpoons }(⇌) 2NH3(g) 
 
Note-se que a seta dupla (⇌) significa que a reação ocorre nos dois sentidos, e que o 
subscrito (g) indica que a substância se encontra na fase gasosa. 
Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogênio colidem entre si, há 
uma certa chance da reação entre elas ocorrer, assim como quando moléculas de 
amônia colidem entre si há uma certa chance de elas se dissociarem e de se 
reorganizarem em H2 e N2. 
No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as 
chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidirem umas com as outras é a 
máxima de toda a reação, o que fará com que a taxa (ou velocidade) com que a reação 
ocorre também o seja. Porém à medida com que a reação se processa o número de 
moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de 
elas colidirem entre si e, consequentemente, a velocidade desse sentido da reação. Por 
outro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amônia vai 
aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a 
formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. 
Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a 
do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem 
 
mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á atingido 
o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo: 
 
Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo 
 
Um raciocínio similar, em princípio, pode ser aplicado para qualquer equilíbrio. 
Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. Ela continua 
se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma 
velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia. Por 
outras palavras, estamos na presença de um equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio 
estático). 
Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção a reação vai ocorrer 
preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que 
estarão em equilíbrio entre si. 
Para isso basta calcular o quociente da reação para o início da mistura. Sua expressão é 
exatamente a mesma que a da constante de equilíbrio, o que muda é que nesse caso 
usamos as concentrações ou as pressões parciais de um dado instante da reação (não 
necessariamente no equilíbrio). 
Se o quociente de reação for maior que a constante de equilíbrio, isso significa que a 
quantidade de produtos é alta demais e, pelo princípio de Le Chatelier, a reação vai se 
processar preferencialmente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o 
quociente de reação for menor que a constante de equilíbrio, a reação vai se processar 
preferencialmente do sentido de consumir os reagentes. 
Sabendo-se disso, também é possível favorecer a formação de um produto de interesse 
o removendo em uma certa taxa ao longo do processo (pois assim o equilíbrio será 
deslocado a favor da formação desse produto). 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
 
Analisar o comportamento de sistemas em equilíbrio após mudanças na 
concentração de reagente e produtos. 
 
 
 
3. EXPERIMENTAL 
 
3.1 MATERIAIS 
 
Balança Analítica 
Béquer 
Proveta 
Bastão de Vidro 
Pipeta graduada 10mL 
Tubo de ensaio 
 
 
3.2 REAGENTES 
 
Cloreto de Ferro – FeCl3 
Tiocianato de Amônio – NH4SCN 
Água Destilada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.3 PROCEDIMENTO 
 
• Foi medido em uma proveta 60mL de água destilada que foram adicionadas 
em um béquer; 
• Foi adicionado 2 gotas de cloreto de ferro e 2 gotas de tiocianato de amônio 
ao mesmo béquer; 
• Foi homogeneizada a solução; 
• Com o auxílio de uma pipeta, foi adicionado em 4 tubos de ensaio 15mL da 
solução em cada tubo, que foram numerados de 1 a 4; 
• No tubo número 2, foi adicionado 0,028 de NH4Cl e homogeneizado com a 
solução presente nele; 
• No tubo número 3, foi adicionado 4 gotas de FeCl3, foi homogeneizado 
através de leves agitações no fundo do tubo de ensaio; 
• No tubo número 4, foi adicionado 4 gotas de NH4SCN, foi homogeneizado 
através de leves agitações no fundo do tubo de ensaio; 
• Os tubos de numeração de 2 à 4, foram comparados ao tubo número 1, que 
foi usado como referência, para se comparar as variações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
O equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio ocorre após a adição dos 
reagentes, que é expressa por: 
 
FeCl3 + NH4SCN ↔ [Fe(SCN)]|+2 + NH4Cl + 2Cl- 
 
A coloração inicial observada em relação ao FeCl3 foi amarelada, enquanto a 
coloração inicial observada em relação ao NH4SCN foi incolor. No instante em que o 
tiocianato de amônio entrou em contato com o cloreto de ferro III, a solução 
apresentou uma coloração minimamente e levemente avermelhada. O complexo 
formado como produto dessa reação é o tiocianato de ferro III [Fe(SCN)]2+, que é 
bastante utilizado para o teste de íons de ferro
III. Este complexo pode ser obtido 
através da reação de equilíbrio: 
 
Fe3+ + SCN- ↔ [(Fe(SCN)]2+ 
 
Nos tubos 1 e 2 a concentração de FeCl3 e NH4SCN, respectivamente, dobrou devido 
ao fato de que a quantidade acrescentada era a mesma que a usada anteriormente 
para o início da reação. Sendo assim, o deslocamento do equilíbrio foi direcionado 
para a direita, gerando os produtos com maior velocidade, devido a maior 
concentração de reagente. 
No terceiro tubo a quantidade de NH4Cl aumentou, provocando assim o deslocamento 
do equilíbrio para a esquerda, acarretando a inversão da reação, produzindo 
reagentes com maior velocidade. 
 
 
 
Coloração dos tubos 1,2,3 e 4 após o equilíbrio químico 
 
 
 
 
1 2 3 4 
Incolor Incolor Amarelo Vermelho 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 Foi observado pela equipe que foi possível observar na prática um sistema de 
equilíbrio químico, verificando experimentalmente a forma dos deslocamentos 
das reações, por meio das cores e balanceamentos. 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
• http://proquimica.iqm.unicamp.br 
• http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm 
• https://www.todamateria.com.br/equilibrio-quimico/