Reações Ilustrativas no Equilíbrio Químico

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Reações Ilustrativas no Equilíbrio Químico 
1. Introdução 
 
1.1 Equilíbrio Químico 
 A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema 
fechado param de variar com o tempo é chamado equilíbrio químico. O equilíbrio 
químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a 
velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade 
na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, 
nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. [1] 
1.2 Constante de Equilibrio 
 A observação de que as concentrações de produtos e reagentes para uma reação estão 
em uma proporção na qual pode ser generalizada para outras reações. Para a reação 
química geral. [2] 
a A + b B c C + d D 
Podemos definir a constante de equilíbrio, K 
Quando a reação está em equilíbrio 
 1 
 
 A equação 1 é chamada expressão da constante de equilíbrio. Em uma expressão da 
constante de equilíbrio: 
 Todas as concentrações são valores em equilíbrio. 
 As concentrações de produtos aparecem no numerador e as concentrações de 
reagentes aparecem no denominador. 
 Cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na 
equação química balanceada. 
 O valor da constante K depende da reação em questão e da temperatura. 
 Nunca se usa unidades com K. [2] 
 A constante de equilíbrio de uma reação é muito útil. 
 Se a proporção entre produtos e reagente é definida pela equação 1, corresponde 
ao valor da constante de equilíbrio K, sabe-se que o sistema está em equilíbrio. 
Por outro lado, se a proporção tiver um valor diferente, o sistema não está em 
equilíbrio, e podemos prever em que direção a reação continuará para atingir o 
equilíbrio. 
Constante de equilíbrio = K = 
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
 
 O valor da constante de equilíbrio indica se uma reação é produto-favorecido ou 
reagente-favorecido. [2] 
 
1.3 Ácidos, Bases e Conceitos de Equilíbrio 
 Um ácido é descrito como qualquer substância que, quando dissolvida em água é capaz 
de aumentar a concentração de íons hidrogênio, H
+
. Uma base é qualquer substância 
capaz de aumentar a concentração de íons hidróxido, OH
-
, quando dissolvida em água. 
Duas outras características de ácidos e bases são: [3] 
 Ácidos e bases podem ser aproximadamente divididos em eletrólitos fortes 
(como HCl, HNO3 e NaOH) e eletrólitos fracos (CH3CO2H e NH3). 
 Um íon H+ - núcleo de um átomo de hidrogênio – simplesmente não é capaz de 
existir separadamente em água. Assim, quando o ácido é dissolvido em água, o 
próton doado pelo ácido combina-se com a água para produzir o íon hidrônio 
H3O
-
, e íons similares. [3] 
 O ácido clorídrico é um ácido forte, portanto 100% do ácido ioniza-se para produzir 
íons hidrônio e cloreto. Por outro lado, o ácido acético e a amônia são eletrólitos fracos. 
Eles se ionizam muito pouco em água. [3] 
 1.4 Escala de pH 
 O pH de uma solução é definido como o negativo do logaritmo na base 10 da 
concentração de íons hidrônio. [3] 
 2 
 De modo semelhante, podemos definir o pOH de uma solução como o negativo do 
logaritmo na base 10 da concentração de íons hidrônio: [3] 
 3 
 A soma do pH ao pOH de uma solução deve ser igual a 14,00 a 25°C. 
 
 
 
 
 
Figura 1. pH e pOH. Relação entre as concentrações de íons 
hidrônio e íons hidróxido e o pH e o pOH. 
 Alguns dos indicadores mais comuns estão relacionados na figura 2. O Alaranjado de 
metila, por exemplo, muda de cor em um intervalo de pH de 3,1 a 4,4. Abaixo do pH 
3,1 ele está na forma ácida, que é vermelha. No intervalo entre 3,1 se 4,4 ele é 
pH = - log [H3O
+
] 
pOH = - log [OH
-
] 
 pH [H3O
+
 ] [OH
-
] pOH 
Básica 14 10
-14
 1 0 
 
Neutra 7 10
-7
 10
-7
 7 
 
Ácida 0 1 10
-14
 14 
Conforme ilustrado na figura 1, soluções 
com pH menor que 7,00(a 25ºC) são 
ácidas, ao passo que soluções com pH 
maior do que 7,00 são básicas. Soluções 
com pH igual a 7,00 a 25ºC são neutras. 
[3] 
gradualmente convertido para sua forma básica, que tem cor amarela. No pH 4,4 a 
conversão está completa e a solução é amarela. [4] 
 
 
 
 
 
 
Figura 2 Faixas de pH para as variações de cor de alguns indicadores ácido-base comuns. A maioria dos 
indicadores tem faixa útil de aproximadamente 2 unidades de pH. [4] 
1.5 Princípio de Le Châtelier 
 O princípio de Le Châtelier pode ser exposto como se segue: se um sistema é 
perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos 
componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o 
efeito do distúrbio. [1] 
 
1.5.1 Variação nas concentrações de reagente ou produto 
 Um sistema em equilíbrio é um estado dinâmico; os processos direto e inverso estão 
ocorrendo a velocidades iguais e o sistema está em estado de balanço. A alteração das 
condições do sistema pode perturbar o estado de balanço. Se isso ocorre, o equilíbrio 
descola-se até que um novo estado de balanço seja atingido. O princípio de Le Châtelier 
afirma que o deslocamento será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação. 
Consequentemente, se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos uma 
substância (um reagente ou um produto), a reação de deslocará de tal forma a 
restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. 
Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova no 
sentido que formar mais aquela substância. [1] 
1.5.2 Efeito das variações de volume e pressão 
 Se um sistema esta em equilíbrio e seu volume é diminuído, ocasionando aumento de 
sua pressão total, o princípio de Le Châtelier indica que o sistema responderá 
deslocando sua posição de equilíbrio para reduzir a pressão. Um sistema pode reduzir 
sua pressão diminuindo o número total de moléculas de gás (menos moléculas de gás 
exercem menor pressão). Assim, à temperatura constante, a redução do volume de uma 
mistura gasosa em equilíbrio faz com que o sistema no sentido de reduzir o número de 
moléculas de gás. Contrariamente, o aumento do volume causa um deslocamento no 
sentido de produzir mais moléculas de gás. [1] 
Faixa de pH para a variação de cor 
 0 2 4 6 8 10 12 14 
Violeta de metila Amarelo Violeta 
Azul de timol Vermelho Amarelo Amarelo Azul 
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 
Azul de bromotimol Amarelo Azul 
Fenolftaleína Incolor Rosa 
Amarelo de alizarina R Amarelo Vermelho 
 
 
1.5.3 Efeito das variações de temperatura 
 As variações nas concentrações ou pressõesparciais provocam deslocamento no 
equilíbrio sem variação no valor da constante de equilíbrio. Em contraste, quase toda 
constante de equilíbrio varia no valor à medida que a temperatura varia. [1] 
 Podemos deduzir as regras para a dependência da constante de equilíbrio com a 
temperatura aplicando o princípio de Le Châtelier. Uma maneira simples de fazer isso é 
tratar o calor como se ele fosse um reagente químico. Em uma reação endotérmica 
podemos considerar o calor como um reagente, enquanto em uma reação exotérmica 
podemos considerá-lo um produto. [1] 
Endotérmica: Reagentes + calor ↔ produtos 
Exotérmica: Reagentes ↔ produtos + calor 
Quando a temperatura aumenta, é como se tivéssemos adicionado um reagente, ou um 
produto, ao sistema em equilíbrio. O equilíbrio descola-se no sentido que consome o 
excesso de reagente (ou produto), ou seja, calor. Em uma reação endotérmica, o calor é 
absorvido à medida que os reagentes são convertidos em produtos: assim, o aumento da 
temperatura faz o equilíbrio deslocar para a direita, no sentido dos produtos, e K 
aumenta. Em uma reação exotérmica ocorre o oposto. O calor é absorvido conforme os 
produtos são convertidos nos reagentes, logo o equilíbrio desloca-se para a esquerda e K 
diminui. Podemos resumir esses resultados como segue: [1] 
Endotérmico: Aumento de T resulta em aumento de K 
Exotérmico: Aumento de T resulto em diminuição de K 
 O resfriamento de uma reação tem o efeito oposto de aquecê-la. À proporção, que 
abaixamos a temperatura, o equilíbrio desloca-se para o lado que produz calor. Assim, o 
resfriamento de uma reação desloca o equilíbrio para a esquerda, diminuindo o K. O 
resfriamento de uma reação exotérmica desloca o equilíbrio para a direita, aumentando 
K. [1] 
 
2. Objetivo 
 Realizar experimentos utilizando cromato-dicromato, ácidos e bases fracas. Bem como 
desenvolver reações de equilíbrio e desenvolver o Princípio de Le Châtelier nesses 
experimentos. E ainda compreender assuntos relacionados ao pH de cada substância, 
estabelecendo uma relação entre estes. 
 
 
 
3. Procedimentos 
 
Tabela 1 – Materiais e reagentes utilizados 
4 Tubos de ensaio Água destilada 
Conta-gotas Na2CrO4 1mol/L 
Bastão de vidro HCl 6mol/L 
6 Béqueres 5mL Solução KOH 6mol/L 
Espátula Solução BaCl2 1 mol/L 
Pipeta 4mL Alaranjado de Metila 
Pêra para pipeta Fenolftaleína 
Funil Acetato de sódio 1 mol/L 
Balão volumétrico 100 mL Sulfato de amônio 
Ácido acético 0,1 mol/L Hidróxido de Amônio 0,1 mol/L 
Balança Analítica Proveta 10mL 
 
 3.1 Parte I – Estudo do Equilíbrio cromato-dicromato 
A um tubo de ensaio adicionou-se 4mL de Na2CrO4 0,1mol/L, com uma pipeta.Com o 
auxílio de um conta-gotas acrescenta-se a esta solução 5 gotas de HCl 6 mol/L. Com um 
bastão de vidro agitou-se a solução e observa-se que houve mudança de cor na solução. 
Em seguida foram adicionadas 5 gotas de solução de KOH 6 mol/L, sob agitação com 
um conta-gotas e um bastão de vidro. Por fim, adiciona-se novamente HCl, em torno de 
10 gotas. 
A outro tubo de ensaio adicionou-se 4mL de Na2CrO4 1 mol/L e 10 gotas de solução de 
BaCl2 1mol/L. Com um bastão de vidro agitou-se a observou-se a formação de 
precipitado amarelo e a cor da solução sobrenadante. Em seguida, adicionou-se com um 
conta gotas 32 gotas de HCl 6 mol/L, sob agitação. Logo depois, acrescentou-se KOH 
6mol/L gota a gota até observar uma mudança. 
 3.2 Parte II – Estudo do Equilíbrio de ácidos e bases fracas 
 Adicionou-se uma gota de alaranjado de metila em um Béquer de 5mL, 3mL de água 
destilada. Então, adicionou-se 2 gotas de HCl 6 mol/L, com um conta-gotas e observou-
se. Em seguida, adiciona-se 4 gotas de KOH 6 mol/L e observou-se. Repetindo-se os 
mesmos passos anteriores, mas utilizando fenolftaleína e observando as mudanças. 
 Em um tubo de ensaio adiciona-se 2 mL de solução de 0,1mol/L de ácido acético e uma 
gota de alaranjado de metila e observa-se. Depois, adiciona-se levemente, sob agitação 
5 gotas de solução de acetato de sódio 1 mol/L e observa-se. 
 Em outro tubo de ensaio adiciona-se 2mL de solução 0,1mol/L de hidróxido de amônio 
e uma gota de fenolftaleína. Acrescentaram-se, com agitação algumas gotas de sulfato 
de amônio e observou-se. 
 
 
4. Resultados e Discussões 
4.1 Parte I – Estudo do Equilíbrio cromato-dicromato 
 Ao longo dos experimentos eram necessário utilizar solução de Na2CrO4 1,0 mol/L, 
solução de KOH 6 mol/L, e solução de acetato de sódio 1mol/L, como não havia essas 
soluções preparadas foram necessárias prepará-las e para isso foram feitos alguns 
cálculos e medições, que podem ser descritas a seguir: 
 Para a solução de acetato de sódio 1mol/L: Utilizando a fórmula 4, encontrou-se o 
volume necessário para solubilizar o acetato de sódio 1mol/L para 100mL de água. 
c1v1 = c2v2 4 
 1 mol/L x v1 = 0,1 mol/L x 4 mL 
v1 = 0,4 mL 
 Logo, utilizou-se 0,4 mL de acetato de sódio para 100mL de água. Para isso, adicionou-
se 0,4mL de acetato de sódio, com uma pipeta graduada de 4mL, em um proveta de 
100mL em seguida, acrescentou-se a quantidade de água necessária até formar 100mL. 
 Para a solução de Na2CrO4 1 mol/L: O Na2CrO4 estava tetra hidratado e seu peso 
molecular é de 234 g, fazendo uma simples regra de três obtém-se a quantidade 
necessária a ser pesada, para fazer a solução para 100mL de água. 
234g Na2CrO4 ---------- 1mol 
xg Na2CrO4------------ 0,6 mol 
x = 140g de Na2CrO4 
 Assim, pesou-se em uma balança analítica 140g de Na2CrO4, com o auxílio de uma 
espátula e um béquer. Pesada esta quantidade, mistura-se uma pequena quantidade de 
água destilada com um bastão de vidro. Coloca-se então, um funil em um Balão 
volumétrico de 100mL e pelo funil adiciona-se a solução de Na2CrO4, então acrescenta-
se uma certa quantidade de água até atingir o limite de 100mL do Balão volumétrico. 
 Para a solução de KOH 6mol/L: O peso molecular do KOH é de 56g, fazendo uma 
simples regra de três obtém-se a quantidade necessária a ser pesada, para fazer a solução 
para 100mL de água. 
56g de KOH ------- 1mol 
X g de KOH ------- 6 mol 
X = 336,66g 
 Dividindo-se essa quantidade por 0,85 obtém-se a quantidade de 396,0g de KOH. 
 No entanto, esta quantidade é para 1000mL de água, logo em 100mL de água há 39,6g. 
A partir disso, faz-se a pesagem na balança analítica de 39,6g de KOH, com o auxílio de 
um béquer e uma espátula. Após isso, acrescenta-se água destilada em uma proveta de 
100mL e solubiliza-se a solução. 
Feitas essas soluções iniciam-se os experimentos, na primeira parte observa-se que ao 
misturar o Na2CrO4 1 mol/L a 5 gotas de HCl 6 mol/L a solução passa de amarela para 
laranja, mostrando que a reação de cromato passa a ser dicromato, devido aos íons H+, 
formando a seguinte reação e constante de equilíbrio. 
Na2CrO4(aq) + 2 HCl(aq) ↔ H2CrO4(aq) + 2 NaCl(aq) 
 (amarela) (laranja) 
Kc = 
[ ][ ] 
[ ][ ] 
 
 
 Ao adicionar gotas de KOH 6mol/L a solução anterior observa-se que a solução de 
alaranjada passa a ficar novamente amarela, podendo observar a seguinte reação 
formada e constante de equilíbrio. 
KOH(aq) + H2CrO4(aq) ↔ KCrO4(aq) + H3O(aq) 
 (laranja) (amarela) 
Kc = 
[ ][ ]
[ ][ ]
 
 E ao acrescentar novamente o HCl 6mol/L a solução volta a ficar laranja, por fim 
formando a seguinte reação e constante de equilíbrio. 
KCrO4(aq) + HCl(aq) ↔ KCl(aq) + HCrO4(aq) 
 (amarela) (laranja) 
Kc = 
[ ][ ]
[ ][ ]
 
Todasessas alterações de cor acontecem devido a mudança de pH das soluções. 
 Depois, a outro tubo de ensaio acrescenta-se 4mL de Na2CrO4 1 mol/L a 10 gotas de 
BaCl2 1mol/L, percebendo-se então que houve a formação de um precipitado amarelo e 
uma solução sobrenadante de cor amarelo mais claro, formando a seguinte reação e 
constante de equilíbrio. 
BaCl2(aq) + Na2CrO4(aq) ↔ BaCrO4(aq) + 2 NaCl(aq) 
Kc = 
[ ][ ] 
[ ][ ]
 
 Da solução anterior adiciona-se 32 gotas de HCl 6mol/L e percebe-se que a solução de 
cor amarela passa a ficar laranja, formando a seguinte reação e constante de equilíbrio: 
BaCrO4(aq) +2 HCl(aq) ↔ BaCl2(aq) + H2CrO4(aq) 
 (amarela) (laranja) 
Kc = 
[ ][ ]
[ ][ ] 
 
 
 Por fim, adicionam-se então a solução anterior 10 gotas de solução de KOH 6mol/L e 
percebe-se que a solução de laranja volta a ficar amarela, formando a seguinte reação e 
constante de equilíbrio: 
KOH + H2CrO4 ↔ KCrO4 + H3 
 (laranja) (amarela) 
Kc = 
[ ][ ]
[ ][ ]
 
 
 
4.2 Parte II – Estudo do Equilíbrio de ácidos e bases fracas 
 Iniciando essa parte do procedimento adiciona-se uma gota de alaranjado de 
metila(C14H14N3NaO3S) a 3mL de água destilada e percebe-se que a solução aparece de 
cor alaranjada. Acrescentando 2 gotas de HCl 6mol/L nota-se que a solução de 
alaranjada passa a ficar vermelho, indicando então que o pH da solução é 3, podendo 
ressaltar a seguinte reação e constante de equilíbrio: 
C14H14N3NaO3S(aq) + HCl(aq) ↔ C14H14N3NaO3SHCl(aq) 
 (laranja) (vermelha) 
Kc = 
[ ]
[ ][ ]
 
 Adiciona-se então a solução anterior 4 gotas de KOH 6mol/L nota-se que a solução de 
vermelha volta a ficar laranja, indicando que o pH da solução é 4,5, ressaltando assim a 
seguinte reação e constante de equilíbrio: 
C14H14N3NaO3SHCl(aq) + KOH(aq) ↔ NaKN3O3S(aq) + C14H14OH 
 (vermelha) (laranja) 
Kc = 
[ ][ ]
[ ][ ]
 
 
 Utilizando um gota de fenolftaleína a 3mL de água destilada e acrescentando 2 gotas de 
HCl 6mol/L, percebe-se que a solução fica incolor indicando que o pH da solução é de 
8,2. Adicionando-se 4 gotas de KOH 6mol/L a solução anterior nota-se que a solução de 
incolor passa a ficar vermelha, indicando então que o pH da solução é de 9,8, formando 
então, a seguinte reação e constante de equilíbrio: 
C20H14O4(aq) + HCl(aq) + KOH(aq) ↔ KOHC20H14O4HCl(aq) 
 (incolor) (vermelha) 
Kc = 
[ ]
[ ] [ ][ ]
 
 No tubo de ensaio com 2mL de solução 0,1mol/L de ácido acético com uma gota de 
alaranjado de metila, percebe-se que a solução aparece vermelha, ao adicionar 15 gotas 
de solução de acetato de sódio 1mol/L, verifica-se que a solução fica laranja, indicando 
assim que houve mudança de pH na solução. Logo, o acetato de sódio altera o equilíbrio 
da reação, pois há mudança de pH na solução ao utilizá-lo. 
 Por fim, no tubo de ensaio com 2mL de solução 0,1mol/L de hidróxido de amônio com 
uma gota de fenolftaleína, percebe-se que a solução fica rosa, formando-se a seguinte 
reação e constante de equilíbrio: 
C20H14O4(aq) + 16 NH4OH(aq) ↔ 10 C2H3O2(aq) + 16 NH4(aq) 
Kc = 
[ ]
 [ ]
 
[ ] [ ] 
 
 
 Ao acrescentar algumas gotas de sulfato de amônio verifica-se que a solução 
permanece rosa, isso acontece devido ao Princípio de Le Châtelier, no qual afirma que 
“se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos uma substância (um reagente 
ou um produto), a reação de deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo 
consumo de parte da substância adicionada”, formando-se então a seguinte reação e 
constante de equilíbrio: 
(NH4)2SO4(aq) + C2H3O2 (aq) ↔ SO4(aq) + 2 NH4C2H3O2(s) 
 (rosa) (rosa) 
Kc = 
[ ][ ] 
[ ][ ]
 
 
5. Conclusão 
 A partir dos experimentos realizados pôde-se perceber a importância do equilíbrio 
químico e do pH nas reações realizadas. Nota-se que as reações utilizando cromato-
dicromato ao entrarem em contanto com substâncias ácidas e com substâncias básicas, 
passam por uma mudança de pH podendo ser percebida através de certos indicadores de 
pH, mais precisamente os utilizados, nos quais foram alaranjado de metila e 
fenolftaleína. Fica evidente também que substâncias ácidas ao entrarem em contato com 
certas substâncias básicas também podem variar seu pH. Relacionado a isto, 
compreende-se que o Princípio de Le Châtelier introduz importantes características no 
equilíbrio das reações, e a partir deste percebe-se porque certas substâncias tendem a 
ficar em equilíbrio ou não.