283161635 Relatorio 1 Equilibrio Quimico Quimica Analitica Qualitativa

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1. INTRODUÇÃO
A grande parte das reações químicas acontece em dois sentidos: um em favor da
produção dos produtos e outro em favor da produção dos reagentes. Essas reações,
nomeadas de reversíveis (não apresentando constantes infinitamente pequenas ou
grandes), tendem a alcançar um estado específico: o equilíbrio químico. Após o
mesmo alcançado, a velocidade da reação direta e inversa se igualam e
consequentemente, a razão entre a concentração de reagentes e produtos é
constante. Baseado nisso, pôde-se estabelecer uma fórmula específica para a
obtenção da constante de equilíbrio.
Quando o equilíbrio é atingido em uma reação, transmite-se a falsa ideia de que as
reações param, mas, durante esse período, as reações diretas e inversas acontecem
em ritmos balanceados. Destaca-se também que, dependendo dos métodos utilizados,
é possível o deslocamento do equilíbrio. Quem esclarece essa secção da química é
Henri Louis Le Châtelier, químico e metalurgista francês, que desenvolveu o postulado
seguinte: "Se for imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um
sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de
contrariar a alteração a que foi sujeita." Chamado de Princípio de Le Châtelier.
Exemplificando o postulado, primeiramente no caso da concentração, caso se
adicione mais reagente, a formação de produto é favorecida e, caso se retire produto,
a formação do mesmo é favorecida concomitantemente. Quando a temperatura é
modificada, precisa-se conhecer a natureza da reação direta e inversa,
especificamente qual é a exotérmica e qual é a endotérmica. Aumentar a temperatura
facilita a reação endotérmica e, logicamente, diminuindo-a se favorece a exotérmica.
Com a mudança de pressão, se aumentada, a reação de formação do “lado” menos
volumoso é favorecida, caso se diminua a pressão, o “lado” de maior volume ganha
vantagem. 
É interessante ressaltar que há exceções nas regras (principalmente relacionadas
ao estado físico das substâncias envolvidas) e que o equilíbrio só é deslocado com
ações externas, nunca espontaneamente. O conhecimento adquirido com a
descoberta das regras de equilíbrio é imprescindível para o desenvolvimento humano,
pois elas regem a eficiência das reações encontradas no mundo que o cerca.
2. OBJETIVOS
A prática descrita neste relatório teve como objetivos alcançar o equilíbrio químico
de seis reações e, depois de alcançado, perturbar esse equilíbrio a fim de observar o
princípio de Le Châtelier. Contudo, as mudanças externas empregadas nesta prática
foram apenas de temperatura e concentração dos reagentes e produtos, visto que as
mudanças de pressão ocorrem apenas com substâncias gasosas.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1. Equilíbrio hexaaquocobalto (II) – tetraclorocobalto (II)
Materiais e Reagentes:
-10 tubos pequenos de ensaio;
-Micro pipeta;
-Água destilada;
-Ácido clorídrico (HCl) concentrado;
-Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado;
-Solução 0,1 Mol/L e cristais de cloreto de potássio (KCl);
-Solução 0,25 Mol/L de cloreto de cobalto (II) (CoCl2);
-Soluções 0,1 Mol/L de nitrato de prata (AgNO3).
Procedimento:
Preparam-se dez tubos de ensaio com dez gotas cada da solução aquosa de
cloreto de cobalto, adicionando a solução de ácido clorídrico até obter a cor violeta em
cada tubo. Separa-se o primeiro para utilização de natureza comparativa
posteriormente e prossegue-se o experimento aquecendo um segundo tubo em
banho-maria (pelo número de tubos usados, é útil a numeração deles). Com um
terceiro tubo, colocá-lo em banho de gelo. Após uma breve espera, comparar a
coloração dos três tubos. Separando esses três primeiros dos outros sete e tendo em
mão esses últimos adicionam-se, em dois deles, cinco gotas da solução de cloreto de
potássio cada, sendo que em um deles adicionam-se mais cinco gotas da solução de
ácido sulfúrico. Num sexto e sétimo tubo adicionam-se alguns cristais de cloreto de
potássio e, em um deles, adicionam-se duas gotas da solução concentrada de ácido
sulfúrico. Em um oitavo tubo adicionar cinco gotas da solução de ácido clorídrico, em
um nono, duas gotas de solução de nitrato de potássio e, no décimo e último tubo,
acrescentam-se dez gotas de água destilada. Feitas todas as misturas, comparam-se
todos os tubos e se dá encerrado o experimento, agora cabendo ao feitor os devidos
estudos.
3.2. Equilíbrio cromato-dicromato
Materiais e reagentes:
-2 tubos de ensaio pequenos;
-Pipetas;
-Ácido clorídrico concentrado;
-Solução 0,1 Mol/L de cromato de potássio (K2CrO4);
-Solução 0,1 Mol/L de dicromato de potássio (K2Cr2O7);
-Solução 1 Mol/L de hidróxido de sódio (NaOH);
-Solução 1 Mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Procedimentos:
Adicionam-se em um tubo de ensaio dez gotas da solução de cromato e em outro
tubo a mesma quantia só que de dicromato de potássio. Presta-se atenção às
colorações. No tubo de cromato, acrescentam-se algumas gotas de ácido clorídrico,
sob agitação, até haver mudança de cor. Faz-se o mesmo no tubo de dicromato, mas
ao invés de ácido clorídrico utiliza-se o hidróxido de sódio. Compara-se então os dois
tubos. Realizar então o processo inverso, adicionando ácido clorídrico na solução de
dicromato/hidróxido de sódio e hidróxido de sódio na outra, novamente esperando a
mudança de cor nas duas. Repetir os procedimentos citados, até não haver dúvidas.
3.3. Equilíbrio do CO2 em água mineral
Materiais e reagentes:
- 2 Béqueres de 100mL;
-Tripé;
-Tela de amianto;
-Bico de Bunsen;
-100 mL de água gaseificada gelada;
-Indicador azul de bromotimol.
-Indicador fenoftaleína.
Procedimentos:
Adicionar cinquenta mililitros de água gaseificada a cada um dos béqueres,
aquecer o conjunto com a ajuda do tripé, tela de amianto e bico de Bunsen. Após
montar o sistema, gotejar a água com aproximadamente três gotas do indicador azul
de bromotimol em um béquer e 3 gotas de fenoftaleína no outro. Observar as
mudanças acontecidas por alguns minutos.
3.4. Efeito do íon comum
Materiais e reagentes:
-4 tubos de ensaio;
-Solução 0,1 mol/L de ácido acético (CH3COOH);
-Indicador alaranjado de metila;
-Solução 1 mol/L de acetato de sódio (NaCH3COO-);
-Solução 0,1 mol/L de hidróxido de amônio (NH4OH);
-Indicador fenolftaleína;
-Solução 1 mol/L de cloreto de amônio (NH4Cl);
-Solução 6 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Procedimentos:
Em um tubo de ensaio adicionar dois mililitros de ácido acético e uma gota de
alaranjado de metila. Em outro tubo, adicionar o mesmo além de mais poucas gotas
de acetato de sódio em outro tubo, agitando-o. Analisar as diferenças de cores nos
dois tubos. Em outros dois tubos de ensaio colocar dois mililitros da solução de
hidróxido de amônio e uma gota de fenolftaleína em cada. Escolher um deles e
adicionar a solução de cloreto de amônio, poucas gotas de cada vez, agitando-o. No
tubo restante acrescentar, uma gota de cada vez, agitando, a solução de ácido
clorídrico. Desde o início do experimento até o final analisar o odor e as mudanças de
cor em cada caso. 
3.5. Equilíbrios de íons complexos
Materiais e reagentes:
-Béquer de 100 mL;
-4 tubos de ensaio;
-Solução 0,1 mol/L de nitrato de ferro (III) {Fe(NO3)3};
-Solução 0,1 mol/L de tiocianato de potássio (KSCN);
-Solução 6 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH);
-Água destilada.
Procedimentos:
No béquer, misturar dois mililitros da solução de nitrato e da solução de tiocianato,
diluindo com a adição de cinquenta a sessenta mililitros de água até que a cor
vermelha-escura tenha sua intensidade reduzida. Separar cinco mililitros desta
solução em quatro tubos de ensaio. Em um deles adicionar um mililitro de solução de
nitrato de ferro (III), em outro um mililitro da solução de tiocianatode potássio e em um
terceiro cinco ou seis gotas da solução de hidróxido de sódio. Comparar a intensidade
da cor dos 4 tubos.
3.6. Equilíbrio em soluções saturadas
Materiais e reagentes:
-1 tubo de ensaio;
-Solução 1 mol/L de cromato de potássio (K2CrO4);
-Solução 0,1 mol/L de cloreto de bário (BaCl2);
-Solução 6 mol/L de ácido clorídrico (HCl).
Procedimentos:
Preparar o tubo com três mililitros da solução de cloreto de bário e adicionar cinco
a seis gotas da solução de cromato de potássio, misturando-as. Por fim, adicionar dez
a doze gotas da solução de ácido clorídrico. Observar as mudanças ocorridas.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1. Equilíbrio hexaaquocobalto (II) – tetraclorocobalto (II)
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl- ↔ [CoCl4]2-(aq) + 6H2O(l) (1)
A reação acima ilustra o equilíbrio que será deslocado durante este
procedimentos e nela os compostos [Co(H2O)6]2+, 4Cl- e [CoCl4]2- apresentam,
respectivamente, as cores: rosa, incolor e azul. Além, do equilíbrio da reação ter
uma cor violeta. 
A constante matemática de equilíbrio para a reação é dada por: 
Keq= [(CoCl4 )2-]
[(Co (H 2O ) 6 )2+]×[Cl - ]4
Quando adicionado HCl em todas as soluções de cloreto de cobalto, o ácido se
ioniza em H+ e Cl- e com isso o equilíbrio é deslocado no sentido de consumir o Cl-
em excesso, deixando as soluções em equilíbrio e com uma cor violeta. Quando os
primeiros tubos foram aquecidos suas cores ficaram de um azul mais intenso,
enquanto que quando esfriados tornaram-se rosa. Com isso, pode-se perceber o
deslocamento térmico do sistema, constatando que a reação direta é endotérmica e
a inversa exotérmica.
No tubo 4, foi adicionado KCl líquido à substância e também apresentou uma
coloração rosada, diferente do que se esperava. Isso porque quando o cloreto de
potássio se ioniza, ocorre um aumento de Cl- que desloca o equilíbrio do HCl para a
sua formação. Desse modo o íon é consumido e o equilíbrio se desloca para
compensar essa perda. Já no tubo 5, além do KCl adicionou-se ácido sulfúrico
concentrado, que com a ionização do HCl anteriormente colocado, provoca um
acumulo de íons H+ que desloca o equilíbrio no intuito de produzir mais H2SO4,
deixando um maior número de íons Cl- e fazendo com que o tubo se torne azulado
por favorecer a reação direta consumindo esses íons.
 Quando adicionado o KCl sólido no tubo 6, percebeu-se que não mudou a
coloração, visto que substâncias sólidas não participam do equilíbrio. Entretanto,
quando adicionado o sólido e posteriormente o H2SO4 percebeu-se que o tubo 7
ficou mais azulado visto que essas substâncias reagem entre si aumentando a
concentração de HCl exemplificado pela reação abaixo:
2KCl + H2SO4  2HCl + K2SO4
Com o acumulo de ácido clorídrico, o seu equilíbrio se desloca no sentido de
produzir mais íon Cl- e consequentemente desloca o sentido da equação (1) no
sentido direto. O mesmo ocorre quando se adicionou HCl concentrado à reação no
tubo 8, aumentando-se a quantidade de Cl- que desloca o equilíbrio a fim de
consumir o excesso. Importante ressaltar que o ácido clorídrico influi mais no
equilíbrio da reação (1) por estar concentrado, produzindo muito mais íons cloro do
que a ionização do sal de KCl.
No tubo 9, quando se coloca AgNO3, o HCl presente reage com a substância
formando um precipitado branco de clorato de prata. Como íon Cl- foi consumido, o
equilíbrio se desloca no sentido inverso para poder produzi-lo tornando o tubo cor-
de-rosa novamente. No tubo 10, a reação também apresentou uma coloração rosa,
mas por ter sido diluída em maiores quantidades de água, pois pela reação da
constante de equilíbrio substâncias líquidas como a água não influenciam no
mesmo.
4.2. Equilíbrio cromato-dicromato 
2CrO4 2- (aq) + 2H+(aq) ↔ Cr2O72- (aq) + H2O (l)
Na reação apresentada, o cromato tem uma coloração amarela enquanto o
dicromato uma cor alaranjada. Este procedimento consistiu em aumentar a
quantidade de íons H+ ou OH- mexendo nas cores desse equilíbrio.
Primeiro, ao adicionarmos um ácido (HCl) aumentou-se a quantidade de íons
H+ deslocando o equilíbrio para a reação direta e formando dicromato alaranjado. Já
quando adicionamos uma base (NaOH), as hidroxilas reagem com o íon H+
produzindo água e deslocando o equilíbrio no sentido inverso.
4.3. Equilíbrio do CO2 em água mineral
CO2(aq) + 2H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + HCO3-(aq)
A água gaseificada é basicamente uma substância de H2O em que foi
adicionado ácido carbônico ou CO2 em excesso tendendo o equilíbrio para a
formação do ácido, mesmo método usado na gaseificação de refrigerantes. Quando
se aquece esse conjunto, libera-se CO2 em forma de gás e se transforma o ácido
H2CO3 em água, pois tende ao equilíbrio na forma inversa, a fim de compensar essa
perda.
Como o azul de bromotimol é um indicador ácido-base que em meio ácido é
amarelo e em meio básico é azul, a medida que se aquece o líquido, libera-se o gás
e a substância começa a ficar mais azulada. O mesmo ocorre com o indicador de
fenoftaleína, quando ácido o líquido é incolor, mas depois de aquecido torna-se
rosa, pois o pH aumentou.
Interessante ressaltar que nem todo indicador é prescrito para tal experimento,
pois é necessário que tenha um ponto de viragem ácido-base bem visível a fim de
se observar a mudança do pH quando o gás é liberado. Bem como nada ocorreria
com uma água mineral sem a adição desse gás, pois a única diferença no
aquecimento seria a mudança da mesma para o estado gasoso.
4.4. Efeito do íon comum
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-
Quando se coloca o alaranjado de metila no ácido acético, por ter um pH muito
ácido, apresenta-se na coloração alaranjada. Se for adicionado o acetato de sódio à
substância, o íon em comum entre eles (CH3COO-) estará em excesso e isso
deslocará o equilíbrio a fim de consumir esse excedente. Portanto, será produzido
mais acetato de sódio, aumentando o pH dos líquidos e tornando-se mais
amarelado seguindo a constante abaixo:
H+] x [CH 3COO- ]
¿
¿
Ki=¿
A mesma estrutura ocorre com o hidróxido de amônia, pois quando adicionado
o NH4Cl, percebe-se o acumulo do íon NH4+ comum as duas substâncias que
modifica a cor do líquido de rosa para um tom mais claro a medida que o equilíbrio
se desloca para a formação de mais sal. Essa mudança ocorre, porque o pH
anteriormente muito básico, vai abaixando a medida que mais NH4Cl é formado,
visto que o mesmo é um sal ácido. Sua constante de equilíbrio iônico é definida por:
NH 4 +] x [OH - ]
¿
¿
Ki=¿
Pode-se perceber pelas constantes Ki, que se houver a adição de sais o
denominador da constante irá aumentar e fará o valor da mesma diminuir. Assim
como a adição de sais também fará o grau de ionização diminuir, pois de acordo
com a lei de Ostwald quanto maior a diluição de um eletrólito fraco, maior é o seu
grau de ionização.
Por último, no outro tubo, em que foi adicionado HCl, ocorre uma reação de
neutralização do ácido e da base, tornando o líquido antes rosa em incolor,
liberando fumaça com odor amoníaco e diminuindo o grau de ionização da base,
pois as hidroxilas serão consumidas. Esse procedimento é mais bem exemplificado
pela reação abaixo, em que se pode verificar os produtos da reação.
NH4OH(aq) + HCl(aq)  NH3(g) + HCl(aq) + H2O(l)
4.5. Equilíbrios de íons complexos
Fe+3 + SCN- ↔ Fe(SCN)+2
No tubo 1, com a adição de Fe(NO3)3 pode-se percebe um aumento na
intensidade da cor avermelhada visto que a presença do íon Fe+3 desloca o
equilíbrio acima no sentido direto formando mais Fe(SCN)+2 de coloração escura.
No tubo 2, a adição de KSCN também deixou o líquido mais escuro, visto que
também desloca a reação no sentido direto devido ao íon SCN- presente nocomposto.
Já no tubo 3 ocorreu o inverso, quando adicionado NaOH a substância tornou-
se amarela clara pois as hidroxilas do hidróxido de sódio reagiram com o íon Fe+3
presente, seguindo a reação abaixo e formado um composto de cor amarela.
Fe+3 + OH-  Fe(OH)3
4.6. Equilíbrio em soluções saturadas
Adicionando-se K2CrO4 à solução de BaCl2 ocorre a reação
K2CrO4 + BaCl2  BaCrO4(s) + 2KCl (2)
formando um precipitado amarelo (BaCrO4). Depois, quando se adiciona o
ácido clorídrico à substância ela tornou-se alaranjada e o precipitado se dissolveu.
Isso ocorreu, porque houve um acumulo de íons Cl- na composição que desloca a
reação (2) no sentido inverso, ou seja, mais íon CrO42- é formado o que dissolveria a
substância de acordo com o equilíbrio abaixo.
Ba2+ + CrO42- ↔ BaCrO4(s)
Contudo, há também aumento de íon H+ reagindo segundo a equação abaixo e
formando dicromato que, por sua vez apresenta cor laranja.
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
4.7. Considerações
Os resíduos dos tópicos 4.1 e 4.2 não devem ser descartados na pia, pois
ambos contêm metais pesados (Co e Cr) que seriam muito prejudiciais aos fluidos que
essas substâncias encontrariam como destino final como rios, lagos e mares, além da
fauna e flora ao redor.
5. CONCLUSÃO
Através de todos os experimentos pode-se perceber como é possível que
elementos e condições externas influenciem no equilíbrio químico das reações, como
explicado pelo Princípio de Le Châtelier. 
Percebeu-se com clareza o impacto de tais fenômenos e deduziu-se com
facilidade a sua importância, sobretudo para o desenvolvimento tecnológico humano.
Através do estudo do deslocamento do equilíbrio, descobriram-se algumas formas de
acelerar a produção de algum produto desejado, como visto na Síntese de Haber-
Bosch, por exemplo, onde se acelerou o processo de obtenção da amônia, composto
largamente utilizado na época e ainda em pleno século XXI.
Tratando-se dos experimentos realizados pela equipe em questão, conseguiu-
se obter êxito na aplicação e manipulação dos procedimentos requeridos de antemão.
As mudanças esperadas, seja na coloração, na temperatura ou no odor das
substâncias foram atingidas com sucesso marcando, físico e quimicamente, a
verossimilidade das teorias propostas até então a respeito do deslocamento e do
equilíbrio em geral.
6. REFERÊNCIAS
MAHAN, Bruce M. MYERS, Rollie J. Química: Um curso universitário. Traduzido por
Koliti Araki, Denise de Oliveira Silva e Flávio Massao Matsumoto. 4. ed. São Paulo:
Blucher, 1995.
MASTERTON, William L. HURLEY, Cecile N. Química: Princípios e Reações.
Traduzido por Guilherme Cordeiro da Graça de Oliveira, Oswaldo Esteves Barcia e
Susana Losada Diaz. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2010.