Equilibrio Quimico 23 11

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Universidade Federal do Pará 
Instituto de Ciências Exatas e Naturais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilíbrio Químico, princípio de Le 
Chatelier. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém/Pará 
2017
2 
Equipe 
 
Luis Eduardo de C. Maciel 
Felipe Pinheiro da S. Junior 
Tadeu Barroso 
 Ytalo Cassio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da Aula Pratica Nº5 
Equilíbrio Químico, princípio de Le 
Chatelier. 
 
 
 
 
Relatório da equipe 01 
apresentado ao Prof. Dr. Erivan 
Souza Cruz – Faculdade de 
Química - do curso de Química 
Geral e Experimental, turma 02. 
 
 
 
 
 
 
Belém-PA 
2017 
3 
 
 
 
Sumário 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário ............................................................................................................... 03 
1. Resumo e Objetivo..........................................................................................04 
2. Introdução...................................................................................................04-05 
3. Descrição Experimental.............................................................................05-07 
4. Resultado e Discussão..............................................................................07-12 
5. Conclusão........................................................................................................12 
6. Referências bibliográficas..............................................................................13 
4 
1. Resumo 
 
 
Este relatório vem discutir o pratica de observação de equilíbrio químico 
ocorridas em laboratório. O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado 
por variações tais como a temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta 
alteração pode ser prevista pelo princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em 
equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de 
contrabalançar esta ação”. 
 
Objetivos: Verificar a influência da temperatura e da concentração no deslocamento 
de um equilíbrio químico, demonstrar a versatilidade das reações químicas. 
 
 
2. Introdução 
 
As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de 
reagentes em produtos, pois todas elas podem alcançar um equilíbrio, mesmo que 
isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração 
de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da 
reação direta é igual á velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais 
observadas modificações macroscópicas no sistema em estudo. Diz-se que o 
equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, 
com velocidades iguais, porem opostas. 
 
As concentrações das substancias em equilíbrio, numa determinada temperatura, 
guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da 
constante de equilíbrio, K 
 
aA(aq) + bB(aq) ↔ cC(aq) + dD(aq) 
 
K = 
[𝐶]𝑐.[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 . [𝐵]𝑏
 
 
A relação da concentração no equilíbrio químico, ou seja, a posição do equilíbrio 
é independente da forma como este equilíbrio foi alcançado. Entretanto, esta 
5 
posição é alterada pela aplicação de forças externas, que podem ser mudanças de 
temperatura, de pressão (se houve reagentes ou produtos gasosos) de volume ou 
na concentração total de um reagente ou produto. O primeiro princípio de Lê 
Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que 
contrabalancei ou minimize a ação de uma forca externa aplicada ao sistema. Isto 
significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-
se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia 
térmica). Ou ainda se houver aumento o aumento proposital de um dado reagente 
ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substancia em 
excesso até que seja retomado um novo equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o 
excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente 
consumido, para que a constante de equilíbrio (k) permaneça constante, desde que 
a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do 
sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, 
sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante. 
 
3. Descrição Experimental 
 
Na aula de número 6 foram realizados experimentos para comprovar 
experimentalmente o Princípio de Le Chatelier que trata sobre o equilíbrio 
químico de uma reação química. Os experimentos consistem na alteração de 
fatores como concentração de componentes da reação e mudança de 
temperatura. 
 
Experimento I 
 
 Materiais: 4 tubos de ensaio 
Foram adicionadas em um tubo de ensaio duas gotas de tiocianato de 
potássio (KSCN), depois foram acrescentadas duas gotas de nitrato 
férrico(Fe(NO3)2) e água destilada no mesmo tubo. A solução foi homogeneizada 
passando a mesma de um tubo para outro, em seguida a solução foi dividida em 
partes iguais em 4 tubos de ensaios numerados de 1 a 4. No tubo 2 foi adicionado 
3 gotas de solução de tiocianato de potássio, no tubo 3 foram 3 gotas de solução 
de nitrato férrico adicionadas e no tubo 4 foram acrescentadas 6 gotas de 
6 
solução de nitrato de potássio (KNO3). 
 
Imagem 1: tubos de ensaio contendo as soluções de KSCN + Fe(NO3)2, e suas respectivas concentrações. 
Experimento II 
 
 Materiais: 1 tubo de ensaio, espátula 
No tubo de ensaio foram colocadas 1 mL de solução de nitrato de magnésio 
(MgCl2) 0,1 M. No mesmo tubo foi adicionado 1 ml de solução de hidróxido de 
sódio (NaOH) 0,2 M; com a espátula adicionou-se um pouco de cloreto de 
amônio (NH4Cl) sólido. 
 
Experimento III 
 Materiais: 1 tubo de ensaio 
1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N foi adicionada em 
um tubo de ensaio, em seguida foi colocada 10 gotas de solução concentrada 
de cloreto de sódio (NaCl). Foi adicionada 5 mL d’água destilada, logo em 
seguida o tubo foi aquecido em banho maria por 15 minutos e depois foi 
observado enquanto esfriava. 
 
Experimento IV 
 
7 
 Materiais: 4 tubos de ensaio 
Foram colocadas 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um 
tubo de ensaio e logo em seguida foram adicionadas 2 gotas de hidróxido de 
sódio 1 M e depois acrescentou-se, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3) 0,1 M. 
Em outro tubo de ensaio adicionou-se 10 gotas de dicromato de potássio 
(K2Cr2O7) 0,1M, depois foram 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M adicionadas e 2 
gotas de ácido clorídrico 1 M. 
 
No primeiro tubo foi acrescentado, gota a gota ácido clorídrico até ser notada 
alguma alteração; no segundo tubo foi acrescentada, gota a gota, NaOH 1 M até 
notar alguma modificação. No terceiro tubo de ensaio foram colocadas 10 gotas 
de K2Cr2O7 0,1 M e a mesma quantidade de K2CrO4 0,1 M em outro tubo. Foram 
acrescentadas algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos. 
 
4. Resultados e Discussão 
 
 
Segundo o princípio de Le Chatelier: Quando uma perturbação exterior é 
aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir 
ao mínimo o efeito da perturbação. Em laboratório foi realizado quatro 
experimentos, as quais tinha objetivo de mostra os efeitos de variações de 
concentração e de temperatura para uma reação em equilíbrio. 
 
 4.1. Experimento 1 
 
Cuidadosamente, colou-se duas gotas de solução de tiocianato de 
potássio (KSCN) em um tubo de ensaio onde se acrescentou duas gotas de 
solução de nitrato férrico (Fe(NO3)2), ou seja, proporção um para um, e 
adicionou-se águadestilada até quase encher o tubo. O processo aparentado 
pode ser resumido pela equação química ƣ. 
 
 (Ƣ) Fe(NO3)2 + KSCN ↔ FeSCN + K(NO3)2 
 
8 
De modo que o kc dessa equação fica: 
 
Kc=
(FeSCN)∗(K(NO3)2)
(Fe(NO3)2 )∗(KSCN)
 
 
A solução contida no frasco foi dividida em quatro partes iguais, como já 
foi dito no desenvolvimento deste relatório, a qual cada parte era enumerada de 
1 a 4, sendo a primeira utilizada com referência. 
 No fraco 2 foi adicionado 3 gotas de solução de tiocianato de potássio. 
Notou-se que o frasco 2 tinha uma diferença sutil na coloração em relação ao 
frasco 1. Segundo o princípio de Le Chatelier, a reação tendera a diminuir o efeito 
da introdução do KSCN, através da reação com o nitrato férrico; implicando 
assim no aumento dos produtos, isto é, deslocamento do equilíbrio para direita. 
Com isso pode-se concluir que, a mudança sutil é resultado do aumento dos 
produtos. 
 No frasco 3, adicionou-se 3 gotas de solução de nitrato férrico. Notou-se, 
que o frasco 3 tinha uma coloração extremamente acentuada, um amarelo ouro, 
em relação com o frasco 1. Utilizando o princípio de Le Chatelier, com o 
incremento de nitrato férrico, a reação tenderá a diminuir o efeito do composto 
inserido, através da reação com o tiocianato de potássio. Resultando no aumento 
nos produtos. Com isso, pode-se concluir facilmente que a coloração intensa foi 
resultado do aumento da concentração de produtos na reação. A situação dos 
frascos 2 e 3 podem ser melhor entendidas pela relação ϖ. Segue que: 
 
 (ϖ) 𝑉𝑃 = 𝐾[Fe(NO3)2 ][KSCN] 
 
 Onde V1 indica a velocidade de reação no sentido 1, K1 é a constante de 
equilíbrio no sentido 1, [Fe(NO3)2 ] é a concentração de nitrato férrico e [KSCN] 
a concentração de tiocianato de potássio. Nesse sentido, se aumentássemos a 
quantidades de [Fe(NO3)2 ] e [KSCN] , as quantidades dos produtos de FeSCN 
e K(NO3)2 aumentariam. 
 No frasco 4, adicionou-se 6 gotas de solução de nitrato de potássio 
(KNO3). Pode-se verificar em laboratório. Notou-se uma coloração amarelada 
9 
entre os aspectos da coloração dos frascos 2 e 3. Segundo o princípio de Le 
Chatelier, com a introdução de nitrato de potássio, a reação tenderá a diminuir 
os efeitos, através da reação com tiocianato de ferro III no sentido forma mais 
reagentes. Com isso, pode-se concluir que a mudança de cor foi resultado do 
aumento das quantidades do reagente. 
 
A situação do frasco 4 pode entendida ainda mais por meio da relação £. 
 
(£) V2=KFeSCN . K(NO3)2 
 
Onde v2 é a velocidade da reação no sentido 2; K é a constante de 
equilíbrio no sentido 2; K(NO3)2 a concentração de nitrato de potássio e [ FeSCN] 
a concentração de tiocianato de ferro III. Deve-se notar que quanto maior for v2 
maior será a quantidades de Fe(NO3)2 e KSCN. 
 
 4.2. Experimento 2: 
 
Em laboratório, colocou-se 1ml de solução de cloreto de magnésio 
(MgCl2) 0,1M em um tubo de ensaio. No mesmo tubo, acrescente 1ml de solução 
de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M, e esperou-se um pouco. Todo esse 
processo resultou no aparecimento de uma solução castanha. Tal situação pode 
ser resumida pela equação química ϕ; 
 
(ϕ) MgCl2 + 2 NAOH ↔ Mg(OH)2 + 2 NACl 
 
Notou-se o aparecimento, de um composto coloidal e o estado endotérmico do 
sistema. Depois inseriu-se NH4Cl (cloreto de amônio) na reação. Notou-se que, 
não houve uma mudança aparente no sistema. 
 
 4.3. Experimento 3: 
 
Em laboratório, Colocou-se 1 mL de solução de nitrato de chumbo 
(Pb(NO3)2) 0,5 N em, 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) 
e um pouco de água destilada em um tubo de ensaio. O processo pode ser 
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resumido pela equação química ʛ. 
 
(ʛ) Pb(NO3)2(aq) + 2 NACl(aq) ↔ PbCl2(s) + 2 NANO3(aq) 
 
 Houve o aparecimento de precipitado na reação é o PbCl2, já que 
compostos que possuem o ânion NO3 (nitrato) são solúveis em água. O 
precipitado tinha aspecto de pó branco. Com a solução em mãos, se direcionou 
o frasco para o banho-maria com temperatura aproximadamente de 80°c e um 
tempo de 15 minutos. Passados os 15 minutos, se constatou que o precipitado 
havia sido diluído e só foi voltar a parecer quando a temperatura do frasco se 
amenizou para sua temperatura ambiente. Segundo princípio de Le Chatelier, ao 
aumentar a temperatura o sistema tender a favorece o sentido endotérmico e a 
diminuição do sistema favorecerá o sentido exotérmico. Nesse contexto, a 
diluição do precipitado durante o aumento de temperatura, implica que o sistema 
favoreceu a direção endotérmico, isto é, a formação dos reagentes Pb(NO3)2(aq) 
e NACl(aq). 
 
 4.4. Experimento 4: 
 
Etapa 1 
 
 Neste experimento colocou-se 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 
0,1 M em um tubo de ensaio limpo. Acrescentou-se algumas gotas de NaOH em 
solução, houve uma mudança de cor do amarelo para o alaranjado. Em um 
segundo momento, adicionou-se (Ba(NO3)2) 0,1. 
 Em termos de equilíbrio, ao adiciona as gotas de NaOH na solução de cromato 
de potássio, houve um deslocamento de equilíbrio, uma vez que NaOH é uma 
base forte. Com isso, aumento do PH na solução. O processo pode ser resumido 
pela equação £, sendo seu equilíbrio deslocado, no sentido de consumir os 
produtos. 
 
(£) 2CrO4 + 2H = Cr2O7 + H2O. 
 
 Ao adicionar Ba(NO3)2 em solução, houve o aparecimento de um precipitado 
11 
amarelo. Tal processo pode ser resumido pela equação ££. 
 
(££) Ba(NO3)2(aq) + K2Cr2O7(aq) ↔ BaCr2O7(s) + 2 KNO3(aq) 
 
Nessa equação, Ba2CrO4 é o precipitado da solução. 
 
No mesmo tubo, inseriu-se HCl que ionizou, formando H+ e Cl- em 
solução. Com isso, a solução voltou a ser amarela e o precipitado aparentemente 
deixou de se apresentar. Há um aumento de concentração de H+ presente no 
sistema, deslocando a equação £ na forma Cr2O7. Nesse sentido, a concentração 
Cr2O7 será maior do que a CrO4.portanto, haverá um certo nível de BaCrO4 em 
solução. 
 
CrO42- + Ba2+ → BaCrO4 
 
Etapa 2 
 
Inseriu-se em outro tubo de ensaio, 10 gotas de dicromato de potássio 
(K2Cr2O7) 0,1 M. Acrescentou-se 2 gotas de ácido clorídrico 1) e, depois, 10 
gotas de nitrato de bário 0,1 M. Ao adiciona ácido clorídrico, houve uma mudança 
de cor de laranja para amarelo em solução, isto é, houve um deslocamento de 
equilíbrio, uma vez que o PH o diminui. Esse deslocamento foi no sentido forma 
Cr2O72. As acerca do deslocamento podem ser ainda mais entendidas pela 
equação química €. 
 
(€) Cr2O72- + 2 OH- → 2 CrO42- + H2O 
 
Ao inserir Ba(NO3)2 em solução se obteve a seguinte reação З: 
 
(З) K2Cr2O7+Ba(NO3)2 ↔ KNO3+BaCrO7 
 
 Em um momento posterior a esse, se adicionou NaOH em solução. 
Notou-se a mudança de cor de amarelo para laranja novamente e o 
aparecimento do precipitado. 
12 
 
Etapa 3 
 
Acerca dos acontecimentos das etapas 1 e 2, podemos inverte os 
resultados experimentais, trocando os meios de origem, isto é, se o meio foi base 
se deve trocar para ácido. Deve-se salientar que, BaCrO4 possui um aspecto 
coloidal e BaCrO7 desove em agua. 
 
Etapa 4 
 
Colocou-se 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma 
quantidade de K2CrO4 0,1 M em outro tubo de ensaio. Inceriu-se algumas gotas 
de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos de ensaio. Observe as equações ϡ e 
¥. 
 
(ϡ) Ba(NO3)2(aq) + K2Cr2O7(aq) = BaCr2O7(s) + 2 KNO3(aq) 
 
(¥) Ba(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) = BaCrO4(s) + 2 KNO3(aq) 
 
Notou-se que, que no Primeiro tubo não houve formação de precipitado 
ou qualquer mudançade cor. Já no segundo, houve a formação do precipitado 
amarelado amarelada coloidal. 
 
 
5. Conclusão 
 
 
Portanto, devidos às práticas feitas e o desafio de explica-las por meio do 
princípio de Chatelier, foi constato que o princípio de Chatelier explica muito dos 
acontecimentos experimentais e se compreendeu o conceito de tal princípio. Com 
isso, se pode dizer que os objetivos foram compridos. 
 
 
 
13 
6. Referências bibliográficas 
 
 
I. Princípios De Química - Questionando A Vida Moderna E O Meio Ambiente 
- 5 ª Ed. - 2011de Atkins, Peter / Jones,Loretta/ capitolo 10/pg 
397,398,400;401 
 
II. Química: Um Curso Universitário, Mahan,L. Kathleen,4ª edição, tradução 
americana, Blucher, 1999. 
 
III. Química - A Ciência Central -13ª edição, Lemay Jr.,H. Eugene, 
Bursten,Bruce E. Brown,Theodore,E, Pearson, 2017.