Experimento 4 2014.1

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Química Geral Experimental 1, Thalíssia Suzanne Santos, Experimento 4 
 
Equilíbrio químico 
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 4
 
Thalíssia Suzanne Santos 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de 
Pernambuco, Recife, Brasil 
Professora: Maria Carolina Pacheco Lima 
Data da prática: 23/05/2014; Data de entrega do relatório: 27/06/2014 
 
Resumo 
O experimento se destina a verificar equilíbrio de solubilidade (verificação da polaridade 
das substâncias), variação da solubilidade com a temperatura (verificação se a dissolução é 
endotérmica ou exotérmica), além do princípio de Le Chatelier (como o sistema em equilíbrio 
reage a uma perturbação). 
 
 Palavras Chave: equilíbrio químico; Le Chatelier; química experimental; 
Introdução 
O equilíbrio químico é uma das áreas mais importantes da química. Isso por que 
precisamos entender o equilíbrio para esperar determinada quantidade de produto em uma reação. 
Além disso é preciso conhecer como as reações em equilíbrio são afetadas por fatores externos. 
O equilíbrio químico é atingido quando a mistura alcança o menor valor de energia livre 
possível. Nesse ponto, parece que as reações pararam de acontecer, gerando a impressão de um 
equilíbrio estático. Mas o que ocorre é um equilíbrio dinâmico: as reações direta e inversa passam 
a ocorrer com mesma velocidade. Desta forma, a composição da mistura não muda. [1] 
Neste experimento são observados equilíbrios de solubilidade com cristais de CrCo3, 
CoCl2 e cristais de iodo em tolueno e água. São observados o equilíbrio de soluções de AgNO3 
em cromato de potássio e oxalato de sódio. A variação da solubilidade com temperatura também 
foi verificada, a partir do precipitado PbI2. Após isso o princípio de Le Chatelier foi testado a 
partir de equilíbrio cromato-dicromato, e equilíbrio íon cobre. 
 
Metodologia 
O experimento é dividido em cinco partes, As duas primeiras se dedicam a estudar 
equilíbrios de solubilidade e as duas últimas, o princípio de Le Chatelier. 
1: Verificação da polaridade das substâncias. 
Separe três tubos de ensaio. Coloque 1ml de água em cada um deles. Após isso, adicione 
lentamente 1 ml de tolueno e identifique as camadas. 
Adicione, ao primeiro tubo, três cristais de CrCl3. Tampe o tubo e agite vigorosamente. 
Identifique em qual solvente o CrCl3 é mais solúvel. Repita esse teste adicionando alguns cristais 
de CoCl2 ao segundo tubo, e cristais de iodo ao terceiro tubo. 
2: Equilíbrio de solubilidade 
Coloque 1 ml de solução de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio. Acrescente aos poucos 
K2CrO4 0,1 M até não formar mais precipitado. Observe a cor do precipitado e da solução a cada 
gota acrescentada. Espere decantar e lave o precipitado (conte o número de lavagens). 
Em outro tubo de ensaio, coloque 1 ml da solução de AgNO3 0,1 M, Acrescente oxalato 
de sódio 0,1 M aos poucos e observe o precipitado formado. Espere decantar e lave o precipitado 
o mesmo número de vezes do precipitado anterior. 
Adicione 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo com o precipitado 
formado a partir da reação entre o nitrato de prata e o oxalato. Observe se os íons cromato 
substituirão íons oxalato. A descoloração da solução é uma maneira de ver se a reação ocorreu. 
Química Geral Experimental 1, Thalíssia Suzanne Santos, Experimento 4 
 
Adicione 3 gotas oxalato de sódio 0,1 M e 2 gotas de água ao precipitado formado a partir 
do cromato de potássio e nitrato de prata. Misture bem e observe se houve mudança na solução. 
3:Solubilidade e temperatura 
Em um tubo de ensaio adicione 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 M. Acrescente solução de KI até 
não formar mais precipitado. Mantenha o tubo em água fervendo por cerca de 5 minutos e observe 
o que aconteceu com o precipitado. 
Retire o tubo do banho-maria e deixe esfriar em repouso. Serão formados alguns cristais 
dourados. A precipitação é endotérmica ou exotérmica? 
4: Reações com cromato e dicromato 
 Separe 2 tubos de ensaio. Ao primeiro, adicione 1 ml uma solução de K2CrO4 0,1M. 
Adicione uma gota de HCl 1M e verifique o pH da solução. Se não estiver ácida, adicione mais 
uma gota da solução de HCl. 
No segundo tubo de ensaio, adicione 1 ml de K2Cr2O7 0,1 M e depois adicione HCl 1M 
até que a solução fique ácida. 
Em seguida adicione NaOH 1M aos dois tubos e confira a alcalinidade das soluções. Veja 
se as mudanças observadas são reversíveis através da adições sucessivas de HCl e NaOH. 
Separe mais dois tubos de ensaio. No primeiro coloque 2 ml de BaCl2 0,1 M. Adicione 
cromato de potássio gota a gota até não formar mais precipitado. No segundo tubo coloque 2 ml 
de BaCl2 0,1M e adicione dicromato de potássio até não formar mais precipitado. 
Adicione 1 ml de HCl ao sistema com BaCl2 e dicromato de potássio. E adicione 1 ml de 
NaOH ao sistema com BaCl2 e cromato de potássio. Explique os resultados em termos do 
equilíbrio 2 CrO → Cr2. 
5:Íon cobre em meio ácido Coloque 1 ml de CuSO4 0,3 M em um tubo de ensaio. 
Acrescente HCl aos poucos até que a solução mude de cor. Pare quando essa mudança estiver 
completa. Acrescente água, aos poucos, até que a cor original volte. Coloque o tubo em banho-
maria e observe a cor depois de 5 minutos. Transfira o tubo para um banho de gelo e observe 
depois de 5 minutos. 
 
Resultados e Discussão 
Na primeira parte do experimento observamos que o 
tolueno forma uma camada acima da água. Em química 
sabemos que substâncias apolares dissolvem substancias 
apolares, enquanto as polares dissolvem polares. 
O tolueno e a água são imiscíveis pois a água é polar 
enquanto o tolueno é apolar. Como a densidade do tolueno é 
menor, ele forma uma camada acima da água. 
O cloreto de crômio (III) e o cloreto de cobalto (II) são 
mais solúveis em água, ou seja, eles são substâncias polares. 
Enquanto o iodo é uma substância apolar, pois é mais solúvel 
em tolueno. (imagem 1) 
Na segunda parte, temos as reações de dupla troca 
com formação de precipitado. 
2 AgNO3 + K2CrO4 → Ag2CrO4+ 2 K2NO3 
2 AgNO3 + Na2C2O4→ Ag2C2O4 + 2 NaNO3 
Na primeira reação, o precipitado é o AgCrO4, de 
coloração vermelha. A coloração do líquido fica amarelada, 
pois há um excesso de cromato de potássio. Na segunda reação, o precipitado é o Ag2C2O4, de 
coloração branca. Os precipitados foram lavados três vezes antes da adição do próximo reagente. 
Figura 1: polaridade das substâncias. 
Iodo, CoCl3 e CrCl3 da esquerda para 
a direita 
Figura 2: Ag com cromato à esquerda e 
precipitado com oxalato à direita 
Química Geral Experimental 1, Thalíssia Suzanne Santos, Experimento 4 
 
Com a adição do oxalato de sódio ao primeiro sistema, 
não houve reação entre o precipitado e o oxalato. No segundo 
sistema, houve uma reação entre o precipitado e o K2CrO4, 
pois houve uma mudança de cor do precipitado. A solução 
novamente fica amarela devido ao excesso de cromato de 
potássio. A reação que ocorre é: 
Ag2C2O4 + K2CrO4 → Ag2CrO4 + K2C2O4 
Observamos que o precipitado formado é o mesmo 
formado a partir da reação entre o nitrato de prata e o cromato de potássio. Isso mostra que a 
reação é reversível e ocorre um equilíbrio dinâmico entre o nitrato de prata e o oxalato de sódio. 
Na terceira parte observamos que a reação entre o Pb(NO3)2 e o KI forma o iodeto de 
chumbo (II). A reação é de dupla troca e o iodeto de chumbo é um precipitado amarelo. Foi 
observado um aquecimento no tubo enquanto a reação de precipitação acontecia, o que indica que 
a reação é exotérmica. 
PB(NO3)2 + 2 KI → PBI2 + 2 KNO3 
Ao colocarmos o tubo de ensaio em banho-maria, o 
precipitado se dissolve. Depois o tubo foi deixado em repouso até 
atingir a temperatura ambiente.Ocorreu a cristalização do iodeto. 
 Sabemos que reações endotérmicas são favorecidas por um 
aumento de temperatura, pois, pelo princípio de Le Chatelier, a 
reação ocorre no sentido de restabelecer o equilíbrio. Isso indica 
que uma reação endotérmica ocorre em maior velocidade numa alta 
temperatura para absorver o calor e restabelecer a temperatura anterior. Isso indica que a 
dissolução do iodeto de chumbo é endotérmica. 
Na quarta parte do experimento, foi adicionada uma gota de HCl ao tubo com cromato de 
potássio, onde foi atingido o pH 5. No tubo com 
dicromato de potássio, adicionamos uma gota de 
HCl, onde foi atingido o pH 2. As duas soluções 
ficaram alaranjadas. 
Após o HCl, foram adicionadas 3 gotas de 
NaOH ao tubo com cromato de potássio, e 4 gotas da 
mesma base ao tubo com dicromato. Os pH ficaram 
entre 11 e 12 para o cromato e entre 10 e 11 para o 
dicromato. E a soluções ficaram amareladas. 
As adições sucessivas de ácido e base 
mostram que as reações são reversíveis, pois as cores 
mudam de alaranjado para amarelado e vice-versa. 
O que ocorre é um equilíbrio entre os íons 
cromato e dicromato. A formação do íon cromato é 
favorecida pela adição de base, enquanto a formação 
do íon dicromato é favorecida pela adição de ácido. 
A colorações laranja e amarela correspondem aos 
íons dicromato e cromato respectivamente. O equilíbrio, pelo princípio de Le Chatelier é 
deslocado de forma a consumir algum reagente em excesso. Quando adicionamos ácido ao tubo 
com cromato de potássio, o H+ fica em excesso e o equilíbrio é deslocado para a direita. Quando 
é adicionado OH-, este reage com o íon H+, fazendo com que a água fique em excesso, e desloca 
o equilíbrio para a esquerda. 
Com o dicromato usamos o mesmo princípio. A adição de base faz com que o OH- fique 
em excesso, e desloca para a direita. A adição de H+ faz com que o H2O fique em excesso, e 
desloca o equilíbrio para a esquerda. 
 
Figura 3: Ag com oxalato à esquerda e 
precipitado com cromato à direita 
Figura 5: cromato com HCl à esquerda e 
cromato com NaOH à direita 
Figura 4: Iodeto de chumbo (II) 
Figura 6: dicromato com HCl à esquerda e 
dicromato com NaOH à direita 
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2 CrO42- + 2 H+ Cr2O72- + H2O 
CrO72- + 2 OH- 2 CrO42- + H2O 
 Na segunda etapa da quarta parte adicionamos 2 
gotas de cromato de potássio, até que ele ficou em excesso. 
Ao segundo tubo foram adicionadas 7 gotas de dicromato 
de potássio. 
O tubo com dicromato adquiriu uma coloração 
amarelada, enquanto o tubo com cromato ficou 
esbranquiçado. Houve formação de precipitado no dois 
tubos. Ao adicionarmos HCl ao sistema com BaCl2 e 
cromato de potássio, e NaOH ao sistema com BaCl2 e 
dicromato de potássio as colorações invertem. O BaCrO4 é 
o precipitado formado. 
K2CrO4 + BaCl2 BaCrO4 + 2 KCl 
K2Cr2O7 + 2 BaCl2 + H2O 2 BaCrO4 + 2 
KCl + 2 HCl 
 Com a adição de ácido na solução com cromato de 
potássio, o equilíbrio é deslocado no sentido de formar 
dicromato de potássio, que posteriormente reage com o 
BaCl2. Da mesma forma, o NaOH desloca o equilíbrio do 
segundo tubo, no sentido da formação de cromato que reage com o BaCl2. Com isso as colorações 
nos tubos invertem. 
 Na quinta parte do experimento adicionamos 7 gotas de 
HCl concentrado até que a solução ficasse verde. Após isso 
adicionamos água, e a cor voltou a ser azul. 
 Entretanto, no banho-maria, com uma temperatura em 
cerca de 91°C, a solução voltou a ficar verde, e com o 
resfriamento voltou a ficar azul. 
 Quando colocamos HCl na solução, o íon Cl- fica em 
excesso, e desloca o equilíbrio para a esquerda. Quando 
adicionamos água, esta fica em excesso e desloca o equilíbrio 
para a esquerda. No aquecimento, a reação é deslocada para a 
esquerda pois a reação direta é endotérmica. 
Cu(H2O)42+ + 4Cl- CuCl42- + 4H2O 
Conclusão 
 Pelo princípio de Le Chatelier, pudemos explicar as tendências das reações quando o 
equilíbrio químico é perturbado. Percebemos que o muita reações são reversíveis e podem se 
encontrar em equilíbrio, ou seja, elas não ocorrem “até o fim”. Sempre há uma quantidade 
constante de reagente que se encontra numa mistura em equilíbrio. 
 Notamos a força do princípio de Le Chatelier, que até hoje é muito usado para explicar 
e prever reações. 
 
Referências 
 [1] ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios da química: Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2011. 
[2] COMPLEX METAL IONS - LIGAND EXCHANGE REACTIONS. Disponível em: 
<http://www.chemguide.co.uk/inorganic/complexions/ligandexch.html>. Acesso em: 26 jun. 
2014. 
 
 
Figura 7: dicromato com BaCl2 à esquerda 
e Cromato com BaCl2 à esquerda 
Figura 8: K2Cr2O7/BaCl2 + NaOH à 
esquerda e K2CrO4/BaCl2 + HCl à direita 
Figura 9 [2]: CuSO4 e HCl 
Química Geral Experimental 1, Thalíssia Suzanne Santos, Experimento 4 
 
Questões 
1 - É provável que a frase "um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica" não lhe 
seja estranha (se for, consulte o professor). Mostre como esta frase decorre do Princípio de Le 
Chatelier. 
Em um equilíbrio, se a reação direta é endotérmica, a inversa é exotérmica. Pelo princípio de Le 
Chatelier, quando perturbamos um equilíbrio, ele se desloca de modo a voltar a condição original. 
De modo que quando aumentamos a temperatura do sistema, ele tem que se deslocar de modo a 
abaixar a temperatura. Uma reação endotérmica consome energia térmica. Então, quando 
fornecemos energia térmica para o sistema, a reação endotérmica é favorecida de modo a 
consumir essa energia e restaurar as condições iniciais. 
2 - O que acontecerá se você acrescentar ácido clorídrico concentrado a uma solução saturada de 
NaCl? Por quê? 
Ocorrerá o que chamamos de efeito do íon comum. Temos abaixo equações simplificadas 
NaCl Na+ + Cl- 
HCl H+ + Cl- 
Cada substância tem um Kps, que a partir dele podemos definir a solubilidade da substâncias. 
Quando a solução está saturada, quer dizer que ela atingiu o máximo de soluto dissolvido. Quando 
o HCl é adicionado, há um excesso de íon Cl- que não pode ser mais dissolvido na solução. Então 
o NaCl precipita, e a solução agora fica saturada com corpo de fundo. 
3 - Os produtos de solubilidade de carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são 8,7 x 10-9 e 
4,0x10-11, respectivamente. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de ter o 
Kps menor. 
O Kps é definido como o produto das concentrações dos íons em solução 
Kps (CaCO3) = [Ca
2+] x [CO3
2-] 
Kps (CaF2) = [Ca
2+] x [F-]2 
Representando a concentração por C 
Para o carbonato: 
8,7x10-9 = C x C 
C = 9,3 x 10-5 
Para o fluoreto: 
4,0 x 10-11 = C x (2C)2 = 4C3 
C = 2,2 x 10-4 
Cco3 < Cf, então o fluoreto é mais solúvel