Equilíbrio Químico pdf

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Curso: Licenciatura em Química 
 
 
 
Disciplina: Físico-Química Experimental III 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
Professora: Indi Assis Rodrigues 
 
 
 
Alunos: Fábio Alves Leão 
Anderson Martins 
 
 
 
 
Setembro de 2017 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 A maioria das reações químicas é reversível. Os reagentes, A e B, reagem 
formando os produtos, C e D, e no mesmo tempo os produtos reagem restituindo os 
reagentes. Qual destas reações será favorecida depende das condições termodinâmicas. 
 O equilíbrio químico descreve o estado no qual as velocidades das reações direta 
e inversa são iguais e as concentrações dos reagentes e dos produtos se mantêm 
inalterados ao longo do tempo. Esse estado de equilíbrio dinâmico é caracterizado por 
uma constante de equilíbrio. Dependendo da natureza das espécies reagentes, a 
constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de molaridade (para soluções) ou 
pressão parcial (para gases). A constante de equilíbrio fornece informações sobre o 
sentido de uma reação reversível e as concentrações das misturas em equilíbrio 
(CHANG, 2012). De acordo com o autor, os fatores que afetam o equilíbrio químico 
são: modificações na concentração podem afetar a posição de um estado de equilíbrio, 
isto é, as quantidades relativas de reagentes e produtos. Alterações na pressão e no 
volume podem ter o mesmo efeito para sistemas gasosos em equilíbrio. Somente uma 
mudança na temperatura pode alterar o valor da constante de equilíbrio. Um catalisador 
pode auxiliar para que o estado de equilíbrio seja alcançado mais rapidamente, 
acelerando as reações direta e inversa, mas o catalisador não altera a posição de 
equilíbrio e nem o valor da constante de equilíbrio. 
 Há uma regra que ajuda a prever o sentido em que dada reação evoluirá para o 
equilíbrio quando ocorre uma variação de concentração, pressão, volume ou 
temperatura. Essa regra, conhecida por princípio de Le Châtelier (formulada pelo 
químico francês Hemi Le Châtelier), diz que se um sistema em equilíbrio for perturbado 
externamente, o sistema ajusta-se para minimizar a ação dessa perturbação. Aqui, a 
palavra "perturbação" significa uma variação na concentração, pressão, volume ou 
temperatura que afaste o sistema do seu estado de equilíbrio. Usaremos o princípio de 
Le Châtelier para determinar os efeitos de tais variações. 
 
aA + bB cC + dD 
 
 A Equação acima é a expressão matemática da lei da ação das massas. Essa 
expressão relaciona as concentrações dos reagentes e as dos produtos em equilíbrio, em 
termos de uma quantidade chamada constante de equilíbrio. A constante de equilíbrio é 
definida por um quociente. O numerador é obtido multiplicando-se as concentrações 
dos produtos no equilíbrio, cada uma elevada a um expoente igual ao respectivo 
coeficiente estequiométrico da equação balanceada. Para obter o denominador, usa-se o 
mesmo procedimento para as concentrações dos reagentes no equilíbrio. 
 
2. OBJETIVOS 
 
 Equacionar as reações químicas de equilíbrio e escrever a expressão para a 
constante de equilíbrio, assim como avaliar a influência das concentrações das 
moléculas no equilíbrio (Princípio de Le Chatelier). 
 
3. REAGENTES E MATERIAIS 
 
 Durante o experimento foram utilizados os seguintes reagentes e materiais: 
• Pipetas; 
• Conta-gotas; 
• Tubos de ensaio; 
• Béquer; 
• Solução de K2CrO4 0,1 mol/L; 
• Solução de K2Cr2O7, 0,1 mol/L; 
• Solução de HCl 0,1 mol/L; 
• Solução de NaOH 1,0 mol/L; 
• Solução de NH4OH; 
• NH4NO3 granulado; 
• Fenolftaleína; 
• Água destilada; 
• Bastão de vidro; 
• Espátulas. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 Primeiramente preparou-se soluções de K2CrO4 0,1 mol/L pesando 0,9720 g e 
dissolvendo em 50 mL de água destilada; de K2Cr2O7, 0,1 mol/L com 1,4709 g em 50 
ml de água e 2 g de NaOH 1,0 mol/L também em 50 mL de água destilada, deixando-as 
nos respectivos balões volumétricos. As demais soluções utilizadas já haviam sido 
preparadas anteriormente. 
 
Primeira parte: Equilíbrio dos íons cromato (CrO4
2-) e dicromato (Cr2O7
2-). 
 
 Foi colocado 20 gotas de cromato de potássio K2CrO4
 (solução amarela) em um 
tubo de ensaio, e 20 gotas de dicromato de potássio K2Cr2O7 (solução alaranjada) em 
outro tubo de ensaio. Observou-se as cores, servindo apenas para as respectivas 
referências de colorações. Em outros dois tubos de ensaio foi colocado 10 gotas de 
K2CrO4 e K2Cr2O7 , respectivamente, uma solução em cada tubo. Acrescentou-se gota a 
gota, a solução de NaOH alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor 
em um deles. Repetiu o procedimento anterior acrescentando agora a solução de Hcl 
gota a gota, alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. 
 Em seguida pegou-se os tubos que havia sido adicionado a solução de Hcl e 
acrescentou-se, gota a gota, solução de NaOH até a mudança de cor. Também pegou-se 
os tubos com soluções de NaOH e acrescentou-se, gota a gota, solução de Hcl até a 
mudança de cor. 
 
Segunda parte: Equilíbrio da amônia 
 
 Primeiramente adicionou-se aproximadamente 150 mL de água destilada em um 
bécker e depois acrescentou-se algumas gotas de fenolftaleína. Em seguida foi 
adicionado algumas gotas da solução de amônia. A solução ficou com a coloração rósea 
devido ao seu caráter alcalino. Logo adicionou-se alguns grãos de nitrato de amônio e 
agitou-se. A solução ficou incolor. 
 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 Quando adicionamos o HCl à solução de K2CrO4, percebemos uma mudança de 
cor na solução, de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando 
adicionamos o NaOH à solução de K2Cr2O7, que mudou de alaranjada para amarela. 
Isto aconteceu porque os íons CrO4
2- e Cr2O7
2-, quando estão em solução, estabelecem 
um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO4
2- , que é um íon amarelo, se transforma 
em Cr2O7
2-, assim como o Cr2O7
2-, que é alaranjado, se transforma em CrO4
2-. Uma 
diminuição do pH favorece a formação do Cr2O7
2-, e por isso a adição do HCl tornou a 
solução alaranjada. Dizemos que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de 
formação do Cr2O7
2-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO4
2-, 
e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. Este equilíbrio pode ser 
representado pelas equações abaixo: 
 
2 CrO42- + 2 H+  Cr2O72- + H2O 
Amarelo alaranjado 
 
Cr2O72- + 2 OH-  2 CrO42- + H2O 
Alaranjado amarelo 
 
 
O nitrato de amônio NH4OH quando dissolvido em solução água, ioniza-se 
formando os íons NH4
+ e OH-, conforme o equilíbrio abaixo: 
 
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + HO- (aq) 
 
NH4NO3(s)  NH4(aq) + NO3- (aq) 
 
 A fenolftaleína é uma substância utilizada como indicador de pH, pois torna-se 
rósea em meio básico e incolor em meio ácido ou neutro. Ao adicionar-se algumas 
gotas de fenolftaleína, essa solução torna-se rósea devido à presença dos íons OH-. 
 Neste experimento, a adição de nitrato de amônio à solução acarreta um aumento 
na concentração de íons NH4
+ devido à dissociação do sal. Os íons NH4
+ participam 
do equilíbrio de dissociação da amônia e um aumento na sua concentração provoca 
o deslocamento desse equilíbrio no sentido de consumir o excesso de NH4
+ 
adicionado (efeito do íon comum). Consequentemente, a concentração de OH- 
também diminui e a solução deixa de ser alcalina, o que pode ser evidenciado pelo 
desparecimento da coloração rósea. 
 
6. CONCLUSÃO 
 
 Nesta prática podemos observar que o equilíbrioquímico foi perturbado devido 
a variação da concentração de reagentes e produtos, lembrando que o sistema em 
equilíbrio é um sistema dinâmico, e os processos direto e inverso estão ocorrendo a 
velocidades iguais, assim o sistema está em balanço. A alteração das condições do 
sistema perturba o estado de balanço, quando isso ocorre, o equilíbrio desloca-se até um 
novo estado de balanço seja atingido. Enfim, a explicação do experimento realizado está 
baseada no princípio de Le Chatelier que 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 produto), a reação se 
deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância 
adicionada fará com que uma reação se mova no sentido que formar mais substância. 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro: 
Livros Técnicos e Científicos, c1986. 527 p. 
CHANG. Reymond. Química Geral: conceitos essenciais. Quarta edição, MC Graw 
Hill, São Paulo, 2012. 
Roteiro de aulas práticas de Físico-química III.