relatório pratica equilibrio

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DA BAHIA 
CAMPUS VITÓRIA DA CONQUISTA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DANILO RAFAEL SILVA SANTOS 
IRANILDO ARAUJO OLIVEIRA 
LIDIANE DUTRA BRITO 
LUCAS LOPES DE ARAÚJO 
THIAGO PRADO LINDMAN 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA DA CONQUISTA 
NOVEMBRO/2017 
DANILO RAFAEL SILVA SANTOS 
IRANILDO ARAUJO OLIVEIRA 
LIDIANE DUTRA BRITO 
LUCAS LOPES DE ARAÚJO 
THIAGO PRADO LINDMAN 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
Relatório apresentado ao componente 
curricular Química Geral Experimental II, no 
curso de Licenciatura em Química, do 
Instituto Federal da Bahia – IFBA, campus de 
Vitória da Conquista, ministrado pelo docente 
mestre Alessandro Santos Santana, para fins 
avaliativos. 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA DA CONQUISTA 
NOVEMBRO/2017 
INTRODUÇÃO 
Com a expectativa de uma possível eclosão da uma primeira guerra mundial, 
culminou na desesperada necessidade de compostos de nitrogênio, pois os nitratos 
normalmente utilizados na agricultura estavam sendo usados na fabricação de explo-
sivos. por fim o alemão Fritz Haber contando com um pouco de sorte o que normal-
mente acontece em pesquisas encontrou uma forma econômica de utilizando o nitro-
gênio do ar e prover, assim uma fonte abundante de compostos tanto para agricultura 
quanto para armamento. 
O equilíbrio é o estágio da reação química em que não existe mais tendência a 
mudar a composição da mistura da reação, todos os equilíbrios são dinâmicos, com 
reações tanto diretas quanto inversas ocorrendo com a mesma velocidade. Quando 
uma reação atinge o equilíbrio a velocidade no sentindo de formação do produto e da 
velocidade de formação no sentido dos reagentes são iguais, é a composição de mis-
tura da reação e constante. O valor de uma constante de equilíbrio nos diz se devemos 
esperar uma concentração alta ou baixa de produto em equilíbrio, a constante também 
nos diz a direção espontânea da reação em uma mistura de qualquer composição. 
O princípio de Le Chatelier diz que quando um sistema em equilíbrio sofre al-
guma perturbação externa, o equilíbrio tende a se reajustar para minimizar o efeito 
dessa perturbação que pode ocorrer de três formas, sobre a concentração, a pressão 
ou sobre temperatura. Uma reação em equilíbrio com temperatura constante, se au-
mentarmos a concentração do produto o equilíbrio irá se deslocar no sentido dos rea-
gentes, já se aumentar a concentração dos reagentes o equilíbrio irá se deslocar no 
sentido do produto aumentando. Se aumentar a pressão de um sistema em equilíbrio 
sem aumentar a temperatura o equilíbrio desloca-se para o sentido que tiver menor 
número de mols de gases é se diminuirmos a pressão o equilíbrio desloca-se no sen-
tido de maior número de mols de gases. Já na temperatura, com o aumento da tem-
peratura o equilíbrio se desloca no sentido endotérmico, com a diminuição da tempe-
ratura o equilíbrio descoloca-se no exotérmico. 
 
 
 
OBJETIVOS 
a) Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos; 
b) Reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: Princípio de Le 
Chatelier; e 
c) Determinar uma constante de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTOS 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
• Bastão de vidro; 
• Béquer de 100 mL; 
• Conta-gotas; 
• Funil Analítico; 
• Papel-filtro; 
• tubos de ensaio; 
• K2CrO4 0,1 mol/L; 
• K2Cr2O7 0,1 mol/L; 
• HCl 1 mol/L; 
• NaOH 1 mol/L; 
• BaCl2 0,1 mol/L; 
• Ca(OH)2. 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL: 
 
Parte 1 
- Colocou-se em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de 
K2Cr2O7 0,1 mol/L e em outro tubo o mesmo volume de solução de K2CrO4 0,1 
mol/L; 
- Adicionou-se a solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L, usando um conta gotas, solu-
ção de NaOH 1 mol/L até mudar a coloração; 
-Adicionou-se a solução de K2CrO4 0,1 mol/L solução de HCl 1 mol/L até a 
mudança de cor. 
 
Parte 2 
- Colocou-se num tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2CrO4 
0,1 mol/L e igual volume de BaCl2 0,1 mol/L e, em outro tubo de ensaio, volumes 
iguais de K2Cr2O7 0,1 mol/L e BaCl2 0,1 mol/L; 
- Acrescentou-se ao primeiro tubo, gota a gota solução de HCl 1 mol/L e ao 
segundo tubo solução de NaOH 1 mol/L também gota a gota. Observou-se o que 
aconteceu. 
 
Parte 3 
Experimento não realizado por falta de reagente. 
 
Parte 4 
- Tentou-se dissolver uma pequena massa de Ca(OH)2 em cerca de 50 mL 
de água (agitou-se com bastão de vidro durante alguns minutos), e observou-se o 
que aconteceu. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
1. Ao colocar no tubo 1 cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 0,1 
mol/L, verificou-se que este possui cor característica laranja. Ao colocar no tubo 2 
cerca de 2 mL de K2CrO4 0,1 mol/L verificou-se que esse possui cor amarela. Isso 
ocorre porque em solução aquosa , o íon cromato (amarelo) e o íon dicromato 
(laranja) estão em equilíbrio químico. Este equilíbrio é deslocado para o dicromato 
com o aumento da concentração de hidrogênio , o que torna a solução ácida. 
Ao adicionar ao tubo com K2Cr2O7, algumas gotas de hidróxido de sódio, 
verificou-se que este que anteriormente possuía cor laranja, agora adquiriu cor 
amarela. Enquanto que no tubo com K2CrO4, ao adicionar solução de ácido 
clorídrico verificou-se que esta que anteriormente tinha cor amarela, obteve 
mudança na coloração para laranja. Isso pode ser explicado pelo princípio de Le 
Chatelier através da seguinte equação: 
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O 
Ao adicionar NaOH na solução de dicromato de potássio, houve 
deslocamento de equilíbrio para o sentido do cromato, devido a presença de 
hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que originou uma solução de 
coloração amarela. Já ao adicionar HCl na solução de cromato de potássio sofreu 
deslocamento de equilíbrio para o sentido do dicromato, devido a presença do íon 
H+, promovendo a formação de Cr2O72- ficando com coloração alaranjada. 
 
 
 
2. Ao colocar cerca de 2 mL de BaCl2 no tubo de ensaio contendo 2 mL de 
solução de K2CrO4, esta adquiriu uma coloração amarela densa, com formação 
de precipitado, isto porque o precipitado formado é o cromato de bário (BaCrO4), 
este que possui produto de solubilidade muito baixo. Já ao adicionar cerca de 2 
mL de BaCl2 no tubo de ensaio contendo 2 mL de solução de K2Cr2O7, está 
adquiriu cor alaranjada densa, e não formou precipitado porque o dicromato de 
bário (BaCr2O7) formado na reação é solúvel. 
Isto pode ser explicado porque os íons Ba+2 formaram BaCrO4 que é in-
solúvel. Já os íons dicromato, ao reagirem com os íons Ba+2 formaram BaCr2O7 
que é solúvel. Isto comprova o estado de equilíbrio químico. 
As equações a seguir demostram esse estado de equilíbrio para o expe-
rimento realizado. 
Ba+2(aq) + CrO4-2(aq)  BaCrO4 (s) 
Ba+2(aq) + Cr2O7 -2(aq)  BaCr2O7 (aq) 
 
Após isso, ao adicionar gota a gota solução de HCl ao tubo com cromato 
de bário verificou-se que este reverteu a reação e o precipitado foi diluído. Isso 
porque ao adicionar íons H+ o equilíbrio é deslocado no sentido de produzir cro-
mato. 
 Já ao adicionar gota a gota NaOH ao tubo com dicromato de bário, este 
adquiriu coloração alaranjada e formou-se um precipitado. 
 
 
3. Experimento não realizado porfalta de reagente. 
 
 
 
4. Ao tentar dissolver uma pequena massa de Ca(OH)2, verificou-se que 
este é pouco solúvel em água, isto é possui produto de solubilidade muito baixo, 
pois o equilíbrio em meio aquoso se desloca para a formação do reagente que 
é o próprio hidróxido de cálcio, de acordo com a equação de equilíbrio abaixo: 
 
Ca(OH)2 (S)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 
 
. 
 
 
 
 
 
QUESTÕES PROPOSTAS 
Analisando-se a equação da reação abaixo e também sua expressão de 
equilíbrio, é fácil verificar que, alterando-se as concentrações de reagentes ou 
produtos, o equilíbrio se deslocará em um outro sentido, aumentando ou diminuindo 
a extensão da reação: 
 
Cr2O72- (aq) + H2O(l)  2CrO42- (aq) + 2H+(aq) 
 Cor Cor 
 Laranja amarela 
 
A concentração de água não entra na expressão do equilíbrio. Por quê? 
 
Resposta: 
 A água normalmente não entra na expressão do equilíbrio pois sendo um 
solvente e mantendo sua molaridade igual após a reação não interfere na equação do 
equilíbrio. 
 
 
 
Tentando-se dissolver, por exemplo, o sal de iodeto de chumbo (II) (PbI2) em 
água, à temperatura do ambiente, observa-se que apenas uma pequena quantidade 
do sal se dissolve, por ser o sal PbI2 pouco solúvel em água. Após a diluição, 
estabelece-se o equilíbrio, expresso pela equação a seguir: 
 
PbI2(s)  Pb2+(aq) + 2I-(aq) 
 
 Cujo expressão do equilíbrio é a seguinte: 
 
Keq = [Pb2+ (aq)] . [I- (aq)]2 
 
 A concentração de sólidos não entra na expressão. Por quê? 
 
Resposta: 
 Por possuírem a mesma concentração molar no início e no final da reação os 
componentes sólidos e líquidos puros não entram na expressão, pois seu valor molar 
não se altera após a reação. 
 
 
CONCLUSÕES 
De acordo com os procedimentos experimentais foi possível observar, os di-
versos fatores que alteram o equilíbrio químico (variação de temperatura, concentra-
ção e pressão), bem como o mecanismo da própria reação química de voltar ao equi-
líbrio após a ocorrência de uma perturbação. Todos os processos podem ser explica-
dos pelo princípio de Le Chatelier, que diz que um sistema em equilíbrio quando per-
turbado tende a ajustar- se de modo a remover a perturbação e restabelecer o equilí-
brio, comprovado na prática onde a mudança de um fator provocou um deslocamento 
do equilíbrio no sentido inverso ao favorecido, até que o sistema voltasse ao estado 
de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2005. 
 
Brown, T L.; H. E.; Bursten, B. E; Burdge, J. R. Química, a ciência central, 9ª 
edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais.4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 
2010.