Relatório - Equilíbrio químico

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Universidade de São Paulo
Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto
Departamento de Química
Química Geral Experimental/Fundamentos de Química
Experimental
Profa. Dra. Glaucia Maria da Silva
Prof. Dra. Daniela Gonçalves de Abreu 
Equilíbrio químico
Aluno: Gabriel Almeida Reis nº USP 10292260
Aluno: Marcelo dos Santos Gouveia Junior nº USP 10292127
Data do experimento: 27/10/2017
Data de entrega: 10/11/2017
RESUMO
A situação de equilíbrio químico é atingida por u m sistema reversível (sistema em que a reação pode ocorrer num sentido e no sentido inverso, dependendo de algumas condições) em reação quando, em consequência da igualdade das velocidades da reação direta e inversa, suas propriedades macroscópicas permanecem constantes. 
aA + bB ↔ cC + dD
v1 = k1 [A]a [B]b v2 = k2 [C]c [D]d
No equilíbrio v1 = v2. Então:
k1 = [A]a [B]b = k2 = [C]c [D]d
Kc = k1/k2 = [C]c x [D]d/[A]a x [B]b 
Kc é a constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações em mol/L. 
Quanto maior o valor de K, maior a concentração dos produtos, ou seja, a reação se 
processou muito no sentido direto. Por outro lado, um valor pequeno de K indica uma 
concentração grande dos reagentes indicando que a reação não se processou muito. 
Fatores capazes de deslocar o equilíbrio: 
Concentração: O aumento da concentração de uma substância presente no equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido de consumir a substância adicionada, isto é, o equilíbrio se desloca para o lado contrário ao aumento. Já a diminuição de uma substância presente no equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido de repor a substância retirada, isto é, o equilíbrio se desloca para o mesmo lado da diminuição.
Temperatura: A temperatura favorece tanto a velocidade da reação endotérmica quanto a velocidade da reação exotérmica, porém favorece muito mais a velocidade da reação endotérmica. Assim, ao aumentarmos a temperatura de um sistema em equilíbrio, o equilíbrio desloca-se no sentido da reação endotérmica porque é a reação mais favorecida com o aumento da temperatura. Já a diminuição da temperatura de um sistema em equilíbrio faz que o equilíbrio se desloque no sentido da reação exotérmica, porque é a reação menos prejudicada com a diminuição da temperatura.
Pressão: De acordo com o princípio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Tubo de ensaio 1: 
No tubo de ensaio 1 temos a solução de referência. 
Fe3+(aq) + SCN(aq)- ↔ Fe[(SCN)6]3(aq)- 
(reação simplificada) 
Tubo de ensaio 2: 
No tubo de ensaio 2 adicionamos NH4SCN, que reagiu com o tiocianato de amônio já presente na solução, essa buscou novamente a situação de equilíbrio, aumentando o consumo dos reagentes, logo formando mais produtos, deslocando seu equilíbrio, segundo a Lei de Chatelier. Observamos uma coloração vermelho escuro, próximo do vinho, por conta da formação de mais Fe(SCN)3. 
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) ↔ Fe[(SCN)6]3(aq)- 
 
(A seta indica para qual lado o equilíbrio desloca-se)
Tubo de ensaio 3: 
No tubo de ensaio 3 adicionamos algumas gotas de FeCl3, que reagiu com o cloreto de ferro (III) já presente na solução, essa buscou novamente a situação de equilíbrio, aumentando o consumo dos reagentes, logo formando mais produtos, deslocando seu equilíbrio, segundo a Lei de Chatelier. A solução apresentou uma coloração vermelho sangue, pela formação de Fe(SCN)3. Apesar de ambos tubos (2 e 3) deslocarem seus equilíbrios para direita, o tubo 2 apresenta uma coloração mais escura em relação ao 3 por conta que ele produz uma quantidade maior do íon complexo. 
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) ↔ Fe[(SCN)6]3(aq)- 
 
 (A seta indica para qual lado o equilíbrio desloca-se)
Tubo de ensaio 4: 
Foi adicionado Cloreto de Amônio sólido, porém não provocou mudança no equilíbrio, ocasionando apenas um clareamento na solução, pois diluiu a solução.
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) + NH3Cl(s)   ↔ Fe[(SCN)6]3(aq)- + NH3Cl(aq)
Tubo de ensaio 5 (A): 
Quando adicionamos a solução de NaOH, tivemos a formação de um precipitado e um clareamento da solução. O íon OH- reagiu com o Fe3+ formando Fe(OH)3 que se precipitou no fundo do tubo. 
NaOH(aq) Na+(aq) + OH- (aq)
Fe3+(aq) + OH-(aq) Fe(OH)3(s) 
Tubo de ensaio 5 (B):
Quando adicionamos HCl, ele reage com o Fe(OH)3, consumindo o precipitado formado na etapa anterior e liberando o íon Fe3+, que volta a reagir com o SCN-, formando o íon complexo e, portanto, a coloração da solução volta a ser vermelha (a nossa solução ficou levemente vermelha, porém não atrapalhou o entendimento do procedimento). 
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Fe(OH)3(aq) + H+(aq) Fe3+(aq) + H2O(aq) 
Fe3+(aq) + SCN-(aq) Fe[(SCN)6]3-(aq)
CONCLUSÃO
A partir do experimento prático realizado em laboratório, foi possível evidenciar o equilíbrio químico das reações apresentadas, comprovado pelo Princípio de Le Chatelier (“Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação de temperatura, pressão ou concentração de seus componentes, o sistema reagirá de forma contrária à perturbação, tentando amenizá-la ao máximo”). Se as substâncias de uma solução têm uma coloração própria, por exemplo, essa solução tende a mudar sua coloração com uma alteração no equilíbrio. Assim como se adicionarmos mais reagente, aumentando sua concentração, o equilíbrio é deslocado no sentido da formação dos produtos; se aumentarmos a concentração dos produtos, o equilíbrio é deslocado para os reagentes.
QUESTÕES
Que alteração permitiu identificar que ocorreu uma reação química ao misturar as soluções de tiocianato de amônio e cloreto de ferro III? 
R: Alteração na coloração.
Sabendo que o conteúdo inicial dos cinco tubos de ensaio era o mesmo, que íons ou moléculas estavam presentes nos mesmos (Ver PEL 2)? 
R:Fe3+/Cl-/NH4+/SCN-
Comparando o tubo 1 aos tubos 2, 3 e 4, após a adição dos reagentes, explique baseandose no princípio de Le Chatelier os resultados obtidos. 
R:Após a adição dos reagentes utilizados, acontece o consumo deste e a formação de Fe[(SCN)6]3-.
No tubo 5, com qual íon presente o hidróxido de sódio reage? Escreva a equação na forma iônica. 
 R:OH-. Fe3+ + OH- Fe(OH)3(s) 
De que maneira a adição de hidróxido de sódio interfere na concentração do íon [Fe(SCN)6] 3- , responsável pela coloração vermelha da solução? Por quê? 
R: O hidróxido de sódio reage com o Fe3+ impossibilitando a formação de Fe[(SCN)6]3-.
Com qual espécie química existente no tubo 5 a) o acido clorídrico reage? Escreva a equação da reação.
 R: Com Fe(OH)3. Fe(OH)3 + H+ Fe3+ + H2O 
Comente como a adição de acido clorídrico interfere na concentração do íon [Fe(SCN)6] 3- , Por quê?
R: O H+ do HCl reage com Fe(OH)3 formando pela adição do NaOH sobrando Fe3+ que volta a reagir com SCN_ formando Fe[(SCN)6]3-.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
- NOVAIS, Vera; Química volume 2; Atual Editora; São Paulo; 1999. - TRINDADE, D. F.; O LIVEIRA, F. P .; BANUTH, G. S. & BISPO, J. G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda; São Paulo (1981). - GLESBRECHT, E.; “Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP (1979). - Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2008; 
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo: EDUSP, 2004.
https://descomplica.com.br/blog/quimica/resumo-equilibrio-quimico/
http://www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/