equilibrio quimico

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Introdução
As reações químicas podem ser reversíveis, ou seja, podem ocorrer simultaneamente nos dois sentidos, sendo assim ao mesmo tempo que os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes. Dependendo de algumas condições.
As condições para que a reação esteja em equilíbrio é que as velocidades de reação sejam iguais, ou seja, V1 = V2, quando as concentrações de produtos e reagentes ficam constantes. A expressão da constante de equilíbrio é conseguida da seguinte maneira: 
Consideremos o sistema homogêneo:
aA + bB cC + dD
Sendo que V1 e V2 são as velocidades e v1 =k1 [A]a [B]b ; v2 = k2 [C]c [D]d
Onde na situação de equilíbrio temos v1 = v2. Então:
K1 x [A]a x [B]b = K2 x [C]c x [D]d
K1/K2 = [C]c x [D]d / [A]a x [B]b 
Kc é a constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações em mol/L dos produtos e reagentes. Quanto maior o valor de K, maior a concentração dos produtos, ou seja, a reação se processou muito no sentido dos reagentes. Por outro lado, um valor pequeno de K indica uma concentração grande dos reagentes indicando que a reação não se processou de maneira muito efetiva. 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”.
Onde Kc = K1/K2  = [Produto] / [Reagente].
O equilíbrio de uma reação também pode ser afetado pela pressão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a se deslocar no sentido de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a reação que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nesse caso, a o valor da constante de equilíbrio também não é alterado.
Kp = (pC)c. (pD)d / (pA)a. (pB)
Onde p é a pressão parcial de cada substância no equilíbrio.
Além disso, um aspecto muito importante a ser ressaltado é que nessa expressão não devem ser representados componentes sólidos e nem líquidos puros, pois somente matérias que podem sofrer variação é que participam dessa expressão. A concentração em quantidade de matéria de uma substância no estado sólido é constante e assim já está incluída no próprio valor de Kc. O mesmo vale para líquidos puros como a água. Resumindo, só participam da expressão substâncias no estado gasoso e em solução aquosa.
Um outro fator capaz de influenciar no equilíbrio é temperatura, onde pode ser encontrado experimentalmente que a formação de produtos de uma reação exotérmica (isto é, que liberta energia) é favorecida com a diminuição da temperatura, ao passo que a formação de produtos em uma reação endotérmica (isto é, que absorve energia) é favorecida com o aumento da temperatura.
Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra necessariamente é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das reações se igualarão novamente depois de um tempo; porém nesse caso como temos o favorecimento da formação de certas substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais a mesma da temperatura anterior.
Apresentação e discussão dos resultados
Procedimento 1
2CrO42- (aq) + 2 H+ (aq) ⇌ Cr2O72- (aq) +H2O(l)
Ao adicionar a solução de NaOH no tubo de ensaio contendo a solução de íons dicromato observa se uma mudança de coloração alaranjada para amarela. O contrário foi observado quando adicionamos o HCl à solução de íons cromato, que mudou de amarela para alaranjada. Isto aconteceu porque os íons CrO42- e Cr2O72- quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO 42-, que é um íon amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O72-, que é alaranjado, se transforma em CrO42-. Uma diminuição de pH favorece a formação do íon dicromato, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Dizemos que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do íon dicromato. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do íon cromato, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela.
Quando adicionarmos o Ba(NO3)2 na solução de K2CrO4 observamos a formação de um precipitado. Isso aconteceu porque quando íons Ba2+ em solução aquosa entram em contato com íons CrO4²-, há a formação de um sólido com baixa solubilidade, o cromato de bário (BaCrO4 ). Ao adicionarmos o Ba(NO3)2 na solução de K2CrO7 favorecemos a formação do dicromato de bário que é solúvel em água .
Procedimento 2
NH3 (g) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH- (aq)
	
Ao adicionar em um tubo de ensaio 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia e uma gota de fenolftaleína a solução tornou se bem rósea, indicando seu caráter básico. Após este procedimento, despejamos esta solução sobre um pano branco, este adquiriu a cor da solução, entretanto ao agitarmos o pano por alguns minutos observamos o desaparecimento da cor rosa no pano, indicando assim o consumo de OH- que ocorreu possivelmente devido a evaporação da amônia, deslocando o equilíbrio da reação no sentido da formação de NH3 e H2O.