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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
 CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA 
 DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 7 
 
 
 
 
Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário 
Professor(a): Andréa Ferraz 
Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica 
Data: 06 de Julho de 2014 
EXPERIMENTO 7: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
INTRODUÇÃO 
 
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema 
fechado param de variar com o tempo é chamado equilíbrio químico. Ele ocorre quando 
as reações opostas acontecem em velocidades iguais. 
A velocidade que os produtos são formados a partir dos reagentes é a mesma que os 
reagentes são formados a partir dos produtos. Para que isso aconteça, nem os reagentes 
nem os produtos podem escapar do sistema. 
A constante de equilíbrio é dada por: 
 e 
na qual a segunda equação é baseada na Lei da ação de massa que expressa a relação entre 
as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação. 
Uma vez que sabemos a equação química balanceada para a equação podemos escrever a 
equação da constante do equilíbrio, ou seja, ela depende apenas da estequiometria da 
solução mesmo que não saibamos o mecanismo da reação. 
A ordem de grandeza das constante fornece informações sobre a composição de uma 
mistura em equilíbrio. 
Para que ela seja grande, os produtos têm que ser maiores que os reagentes(Indica-se à 
direita); Para que seja pequena, os reagentes têm que ser maiores que os produtos(Indica-
se à esquerda). 
Como os valores da equação da constante de equilíbrio são frações da pressão de 
referência com a pressão adotada e a fração da concentração de mols e concentração de 
referência, essa fica adimensional. 
 
Equilíbrio heterogêneo: As substâncias do equilíbrio encontram-se em fases diferentes, 
em outras palavras, reagentes e produto estão em fases diferentes. 
Substâncias sólidas/líquidas e solvente não são substituídas na constante (Kc). 
 
Equilíbrio de solubilidade: Relacionado a dissolução e precipitação de substâncias pouco 
solúveis. 
 
- Aplicações das constantes de equilíbrio 
 
A partir da Constante de equilíbrio podemos determinar: 
 
. Sentido da reação (determinado a partir do quociente de reação) 
 
 
Se Q=K Estão em equilíbrio 
Se Q>K Reação inversa 
Se Q<K Reação direta 
 
. Determinar as concentrações no equilíbrio 
 
A partir da expressão da constante obtemos uma equação derivada para ser resolvida em 
determinada quantidade 
 
 
Princípio de Le Châtelier 
 
Afirma que : um sistema em equilíbrio tende a ser perturbado, e o equilíbrio se deslocará 
para minimizar a influência perturbadora 
 
 
OBJETIVO 
 
Verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do 
estudo de sistemas nos quais ocorre variação da concentração de reagentes. 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
A- Equilíbrio de solubilidade: 
 
1- Colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e aos poucos 
acrescentou uma solução de K2CrO4 0,1 mol/L; 
2- Deixou-se precipitar e eliminou-se o sobrenadante. Lavou-se o precipitado. 
3- Em outro tubo de ensaio colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L e acrescentou-se 
aos poucos uma solução de ácido oxálico 0,1 mol/L; 
4- Lavou-se o precipitado; 
5- Adicionou-se 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo contendo 
o precipitado formado entra a prata e o oxalato; 
6- Adicionou-se também ácido oxálico ao precipitado de cromato de prata. 
 
B- O princípio de Le Chatelier 
 
1- Colocou-se cerca de 1 mL de cromato de potássio 0,1 mol/l em um tubo de ensaio. 
Adicionou-se uma gota de ácido clorídrico 1 mol/L; 
2- Repetiu-se o procedimento para o dicromato de potássio; 
3- A cada tubo adiciounou-se NaOH 1 mol/L e verificou-se a alcalinidade/ 
4- Em outro tudo de ensaio adicionou-se 1 mL de uma solução 0,3 mol/Lde sulfato 
de cobre; 
5- Acrescentou-se aos poucos HCl concentrado; 
6- Acrescentou-se água suficiente para reestabelecer a coloração e colocou-se o tubo 
em água fervente e depois transferiu-se para um tubo de gelo. 
 
 
RESULTADOS 
 
PARTE A: 
 
Quando adicionou-se o cromato de potássio ao nitrato de prata a solução adquiriu uma 
coloração marrom e aos poucos foi-se observando a formação de um precipitado marrom 
que seria o cromato de prata, a partir da reação: 
 
2 AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq)  2KNO3 (aq) + Ag2CrO4 (s) 
 
Depois de precipitado e lavado, adicionou-se ácido oxálico ao cromato de prata, porém 
não observou-se reação pois o cátion do ácido oxálico (H+) não é capaz de deslocar o 
cátion do cromato (Ag+), podíamos prever isso pois o cromato de prata é praticamente 
insolúvel em água e como o ácido oxálico e a água tem cátions em comum a reação não 
ocorreria. 
 
Quando adicionou-se ácido oxálico ao nitrato de prata percebeu-se a decantação de um 
precipitado branco, isso por que o cátion do ácido é capaz de deslocar o cátion do nitrato, 
de acordo com a reação: 
 
2 AgNO3 (aq) + H2C2O4 (aq)  2 HNO3 (aq) + Ag2C2O4 (s) 
 
Porém como o oxalato de prata possui um Kps relativamente baixo ele se dissolve de 
maneira muito reduzida, e logo boa parte dele precipita. Em seguida, adicionou-se 
cromato de prata ao precipitado e observou-se a formação de um novo precipitado de 
coloração marrom, indicando que houve a formação de cromato de prata de acord com a 
reação: 
 
Ag2C2O4 (s) + K2CrO4 (aq)  Ag2CrO4 (s) + K2C2O4 (aq) 
 
 
PARTE B: 
 
1. Equilíbrio cromato/dicromato 
Quando se adiciona o HCl à solução de K2CrO4, nota-se uma mudança de cor na solução, 
de amarela para alaranjada. E quando é adicionado NaOH à solução de K2Cr2O7, muda 
de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons CrO42- e Cr2O7
2-, quando estão 
em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO4
2-, que é um íon 
amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O7
2-, que é alaranjado, se transforma 
em CrO4
2-.Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O7
2-, e por isso a adição do 
HCl tornou a solução alaranjada. Diz-se 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. 
2. Nota-se o princípio de Le Chatelier no caso de uma solução de cloreto de cobre (II). O 
Cobre (II) dihidratado é um cristalino verde sólido, enquanto a sua solução aquosa diluída 
tem uma cor azul pálido: 
A cor azul da solução aquosa de CuCl2 é específico para o ião de cobre (Cu 
2 +), 
coordenado com moléculas de água. Nomeadamente, um composto complexo é formado 
na reação de cobre (II), ião com seis moléculas de água, que é chamado hexaaquacopper 
(II): 
 
Pode - se supor que diluir um concentrado de solução de cloreto de cobre (II) com água 
resulta em íons cloreto deslocamento e, conseqüentemente, na mudança da cor verde para 
a cor azul: 
 
Afirma-se que os complexos de cobre (II) estão em um equilíbrio que pode ser alterado 
através da adição de água ou iões cloreto. Quando mais água é adicionada 
hexaaquacopper complexo (II) é formada, enquanto que o excesso de iões de cloreto 
produz tetrachlorocuprate (II).