EQUILÍBRIO QUÍMICO

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
DO RIO GRANDE DO NORTE 
CÂMPUS NOVA CRUZ 
CURSO SUPERIOR DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
 
 
 
 
 
 
 
Maria José de Oliveira Pessoa
Milena do Rosário Roque da Silva
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nova Cruz – RN 
2018 
Maria José de Oliveira Pessoa
Milena do Rosário Roque da Silva
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
 
 
 
 
 
 
 
Relatório de aula prática apresentado a disciplina de Química Analítica Qualitativa, como elemento parcial de avaliação e obtenção de nota na mesma. 
Profª. Allan Nilson Sousa Dantas.
 
 
 
 
 
 
 
Nova Cruz – RN 2018
Sumário
 
 
 	
	
INTRODUÇÃO 
Em se tratando de reações químicas, um dos princípios mais importantes é que todas elas são reversíveis. Sempre que uma reação química se inicia, os produtos da reação começam a se formar, estes, por sua vez, reagirão entre si, transformando-se de volta em reagentes, constituindo uma reação reversível. Após um intervalo de tempo, atinge-se o equilíbrio dinâmico, ou seja, na mesma unidade de tempo decompõem-se tantas moléculas (ou íons) quantas se formam.[1] 
As condições de equilíbrio químico podem, mais facilmente, ser derivadas a partir da lei da ação das massas. Esta lei foi definida como: A velocidade de uma reação química a uma temperatura constante é proporcional ao produto das concentrações dos reagentes. Considerando uma reação genérica reversível a uma temperatura constante:
A + B C + D
A velocidade da reação entre A e B é proporcional às suas concentrações	
v1 = k1 x [A] x [B]
onde 	k1 é a constante de velocidade e os colchetes indicam as concentrações molares das substâncias neles inseridas. Do mesmo modo, a velocidade da reação no processo inverso é expressa por:
v2 = k2 x [C] x [D]
Ao atingir o estado de equilíbrio, as velocidades de reação no sentido direto e inverso são iguais, por conseguinte: 
 k1 x [A] x [B] = k2 x [C] x [D]
ou seja: 
Onde k é a constante de equilíbrio da reação.[1]
	Muitos equilíbrios envolvem todas as substâncias na mesma fase, estes são denominados equilíbrios homogêneos. Porém, em outros casos, as substâncias no equilíbrio estão em fases diferentes, dando origens aos equilíbrios heterogêneos.[2]
	Nos sistemas de equilíbrios heterogêneos, as concentrações de sólidos ou líquidos puros e do solvente envolvido na reação não são incluídas na expressão de constante de equilíbrio para reação.[2]
OBJETIVOS
Identificar íons em solução por meio de evidências observadas frente a reações com determinados reagentes.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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METODOLOGIA 
Materiais e reagentes
Soluções 0,1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3), ácido clorídrico (HCl), ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]), tiocianato de sódio (NaSCN), sulfato ferroso (FeSO4) e nitrato de ferro (Fe(NO3)3);
12 tubos de ensaio;
2 béqueres;
2 provetas;
1 funil + suporte;
1 vidro de relógio;
2 papéis de filtro;
1 espátula; e
Estufa.
Procedimento experimental 
Caracterizando o íon Ag+
Em três tubos de ensaio, colocou-se em cada um 20 gotas da solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol L-1. Em seguida adicionou-se a um dos tubos 3 gotas de solução de ácido clorídrico (HCl). A outro tubo adicionou-se 3 gotas de solução de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]) e ao terceiro tubo adicionou-se solução de tiocianato de sódio (NaSCN). Após cada reação, cada tubo foi levado ao vortex para agitação e observou-se as precipitações ocorridas.
Caracterizando os íons de Ferro (II) e Fe (III)
Colocou-se em três tubos de ensaio 20 gotas de solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol L-1. Em um dos tubos adicionou-se 5 gotas de tiocianato de sódio (NaSCN), em outro acrescentou-se 5 gotas de ácido clorídrico (HCl) e no terceiro tubo adicionou-se 10 gotas de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]).
E outros três tubos de ensaio colocou-se 20 gotas de solução nitrato de ferro Fe(NO3)3 0,1 mol L-1. Em um dos tubos adicionou-se 5 gotas de tiocianato de sódio (NaSCN), em outro acrescentou-se 5 gotas de ácido clorídrico (HCl) e no terceiro tubo adicionou-se 10 gotas de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]).
Após cada reação, cada tubo foi levado ao vortex para agitação e observou-se as precipitações ocorridas.
Investigando a reação redox
Foi transferido a um béquer 10 mL de solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol L-1, medidos com uma proveta. Em seguida, adicionou-se ao béquer 10 mL de solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol L-1 também medidos com uma proveta. Durante 10 minutos observou-se a reação ocorrendo até a precipitação da prata metálica.
A amostra foi filtrada utilizando papel de filtro e funil e o filtrado foi recolhido em um béquer. O precipitado foi levado à estufa onde permaneceu por 10 minutos a temperatura de 70 °C. Em seguida, adicionou-se 20 gotas deste filtrado em três tubos de ensaio, rotulados de A, B e C. Ao tubo A foi adicionado 20 gotas de NaSCN, ao tubo B 20 gotas de K3[Fe(CN)6] e ao C 3 gotas de HCl.
Após cada reação, cada tubo foi levado ao vortex para agitação e observou-se as precipitações ocorridas.
Por fim, ao precipitado de prata que ficou no papel filtro, adicionou-se 10 mL da solução de nitrato de ferro III (Fe(NO3)3), coletando em um béquer limpo e observado o que ocorreu.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Caracterizando o íon Ag+
Ao reagir a solução de Nitrato de prata 0,1 mol L1 com as soluções de HCl, K3[Fe(CN)6] e NaSCN, observou-se as evidências apresentadas no Quadro 1:
Quadro 1: evidências para caracterização do Ag+
	Íon:
	Adição de HCl
	Adição de K3[Fe(CN)6]
	Adição de NaSCN
	
Ag+
	Inicialmente observou-se a formação de um precipitado branco, após um tempo essa coloração foi se alterando para um tom lilás.
	Precipitado de coloração alaranjada decantou após um tempo.
	Precitado com aspecto de leite talhado e coloração branco gelo
	A reação do Nitrato de prata com o ácido clorídrico gera a precipitação de um sólido de cor branca, identificado como cloreto de prata (AgCl) e pode ser representada pela seguinte equação:
AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq)
O precipitado de cloreto de prata, que antes era branco, foi adquirindo coloração um pouco mais escura (lilás) pela decomposição do AgCl, que gera prata metálica (escura) e cloro. A precipitação ocorre facilmente porque o AgCl tem uma solubilidade de apenas 1,9mg para cada litro de água.
A constante de equilíbrio para essa reação é dada pela seguinte equação:
		Na reação do nitrato de prata com o ferricianeto de potássio houve a formação de precipitado de coloração alaranjada que decantou após agitação. Esse precipitado é o ferricianeto de prata, e esta reação pode ser representada pela seguinte equação:
3AgNO3(aq) + K3[Fe(CN)6] (aq) Ag3[Fe(CN)6](s) + 3KNO3(aq)
A constante de equilíbrio para essa reação é dada pela seguinte equação:
	Ao reagir o AgNO3(aq) com o NaSCN(aq) observou-se a formação de um precipitado de coloração branco gelo com aspecto talhado, esse precipitado é o tiocianato de prata (AgSCN(s)), que após agitação no vortex decantou. Esta reação pode ser representada pela seguinte equação: 
AgNO3(aq) + NaSCN(aq) AgSCN(s) + NaNO3(aq) 
A constante de equilíbrio para essa reação é dada pela seguinte equação:
	Uma evidência em comum observada nas reações 1 e 3 é a coloração esbranquiçada dos precipitados. Essa coloração característica é de fundamental importância na caracterização do íon prata (Ag+). A segunda reação apresentou coloração diferente (alaranjada) das demais devido a presença de Ferro no precipitado formado.
	
Caracterizando os íons de Ferro (II) e Fe (III)
Ferro (II)
Ao reagir a solução de sulfato de ferro (II) - FeSO4 com soluções de HCl, K3[Fe(CN)6] e NaSCN, observou-se as evidências apresentadas no Quadro 2:
Quadro 2: evidênciaspara caracterização do Fe2+
	Íon:
	Adição de HCl
	Adição de K3[Fe(CN)6]
	Adição de NaSCN
	
Fe2+
	
Alaranjado
	Incialmente azul, depois ficou verde escuro com pequenos precipitados.
	
Vermelho claro
	A coloração alaranjada observada no tubo de ensaio ao reagir FeSO4(aq) com HCl(aq) se deu devido a formação de um precipitado de cloreto de ferro (II) – FeCl2. E a equação química que representa essa reação é a seguinte:
FeSO4(aq) + 2HCl(aq) FeCl2(s) + H2SO4(aq)
	O FeCl2(s) se apresenta na solução em forma de um precipitado cristalino de coloração alaranjada que se depositou no fundo do tubo de ensaio após agitação no vortex. 
A constante de equilíbrio para essa reação é dada pela seguinte equação:
No segundo tubo, onde foi adicionado FeSO4(aq) e K3[Fe(CN)6](aq), inicialmente foi observado a mudança de coloração para um tom azul escuro bastante turvo devido a formação de precipitado coloidal finamente dividido, o ferricianeto ferroso - Fe3[Fe(CN)6]2(s) – conhecido como azul de prússia, após agitação essa coloração mudou para um tom verde escuro. Esta reação pode ser representada pela seguinte equação química:
3FeSO4(aq) + 2K3[Fe(CN)6](aq)  Fe3[Fe(CN)6]2(s)+ 3K2SO4(aq)
e a constante de equilíbrio para essa reação é:
Já na reação do sulfato ferroso com o tiocianeto de sódio pôde-se observar uma coloração avermelhada. Esta mudança ocorre devido a formação do tiacianato de ferro, precipitado coloidal finamente dividido de coloração avermelhado. A equação química que representa essa reação é:
FeSO4(aq) + NaSCN(aq) FeSCN(s) + Na2SO4(aq)
e a constante de equilíbrio para essa reação é: 
Uma evidência em comum observada nas reações 1 e 3 é a coloração dos precipitados, ambos apresentam coloração em tons de vermelho claro (alaranjado). Essa coloração característica é de fundamental importância na caracterização do ferro (II) (Fe2+). A segunda reação apresentou coloração diferente (azulada) das demais.
Ferro (III)
Ao reagir a solução de nitrato de ferro (III) – Fe(NO3)3 com soluções de HCl, K3[Fe(CN)6] e NaSCN, observou-se as evidências apresentadas no Quadro 4:
Quadro 3: evidências para caracterização do Fe3+
	Íon:
	Adição de HCl
	Adição de K3[Fe(CN)6]
	Adição de NaSCN
	Fe3+
	Amarelo claro
	Marrom
	Marrom cor de sangue
		Na primeira reação utilizando o nitrato de ferro, NaNO3(aq) mais HCl, a evidencia observada foi a mudança de coloração para um amarelo claro. Essa coloração aparece divido a formação de um precipitado coloidal de FeCl3 – Cloreto de ferro (III). A equação química que representa essa reação é a seguinte:
Fe(NO3)3(aq) + 3HCl(aq) FeCl3(s) + 3HNO3(aq)
e a constante de equilíbrio para essa reação é: 
No segundo tubo, onde foi adicionado Fe(NO3)3(aq) e K3[Fe(CN)6](aq), inicialmente foi observado a mudança de coloração para um marrom bastante turvo devido a formação de precipitado coloidal finamente dividido, o Fe2(CN)6(s). Esta reação pode ser representada pela seguinte equação química:
Fe(NO3)3(aq) + K3[Fe(CN)6](aq) Fe2(CN)6(s)+ K3(NO3)3(aq)
e a constante de equilíbrio para essa reação é:
Já na reação do nitrato ferro com o tiocianeto de sódio pôde-se observar uma coloração marrom avelhado. Esta mudança ocorre devido a formação do tiocianato de ferro (III), precipitado coloidal finamente dividido de coloração avermelhado. A equação química que representa essa reação é:
Fe(NO3)3(aq) + 3NaSCN(aq) FeS(CN)3(s) + 3NaNO3(aq)
e a constante de equilíbrio para essa reação é: 
Uma evidência em comum observada nas reações 2 e 3 é a coloração dos precipitados, ambos apresentam coloração em tons de marrom avermelhado. Essa coloração característica é de fundamental importância na caracterização do ferro (III) (Fe3+). A primeira reação apresentou coloração diferente (amarelada) das demais.
Como em todas as reações ocorridas o equilíbrio é heterogêneo, ou seja, as substâncias dos sistemas estão em fases diferentes, as concentrações dos sólidos envolvidos na reação não são incluídas na expressão de constante de equilíbrio.
Investigando a reação redox
Para realizar a investigação da reação redox, em um béquer, foram adicionadas 10 mL da solução de FeSO4 e 10 mL da solução de AgNO3. Após cinco minutos de reação observou-se uma pequena formação de “brilhinhos” no fundo do béquer, esperou-se mais algum tempo e foi notório o aumento dos “brilhinhos” formados, evidenciando a formação da prata metálica (Ag0(s)).
Essa reação é representada pela seguinte equação química:
Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq)
		A reação é denominada de reação redox, pois houve uma transferência de elétrons entre os íons em solução. O Fe2+ oxidou-se (perdeu um elétron) e formou Fe3+, já o íon prata (Ag+) reduziu-se (ganhou um elétron) formando a prata metálica (Ag0).
		Com o auxílio de um funil e de um papel de filtro, a solução foi filtrada para que a prata metálica fosse separada e para que fosse possível investigar a presença de íons Fe2+, Fe3+ e Ag+ em solução. Para tanto, adicionou-se 20 gotas do filtrado em três tubos de ensaio denominados A, B e C, ao tubo A houve a adição de 20 gotas de NaSCN, ao tubo B adicionou-se de 20 gotas de K3[Fe(CN)6] e ao C 3 gotas de HCl. Após cada reação os tubos foram agitados no vortex, e as evidências observadas estão apresentadas no Quadro 4.
Quadro 4: evidências para identificação dos íons Ag+, Fe2+ e Fe3+
	Tubo
	Procedimento
	Evidência observada
	Íons detectados
	A
	20 gotas de NaSCN
	Avermelhado + branco acinzentado
	Ag+, Fe2+, Fe3+
	
B
	
20 gotas de K3[Fe(CN)6]
	Inicialmente azul, depois ficou verde escuro.
	
Fe2+
	C
	3 gotas de HCl
	Precipitado branco
	Ag+
	A identificação dos íons Ag+, Fe2+ e Fe3+ foi feita pela comparação entre as evidências observadas nessas reações e nas reações de caracterização de cada íon. Estas evidências mostraram que os três tipos de íons estão presentes no filtrado, isso porque a reação Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq) está em equilíbrio.
		Após 10 minutos de aquecimento na estufa à 70 ºC, à prata metálica depositada no papel filtro, adicionou-se cerca de 10 mL de solução Fe(NO3)3, a solução foi coletada em um béquer limpo e a única observação feita foi que essa solução é um pouco mais escura que o primeiro filtrado coletado.
		A reação que pode ter ocorrido com a adição do nitrato de ferro III ao precipitado no papel de filtro é:
Ag0(s) + Fe3+ Ag+(aq) + Fe2+(aq)
Ou seja, a reação inversa da primeira reação.
CONCLUSÃO 
		De acordo com os resultados obtidos e discutidos pode-se concluir que o objetivo da prática foi atingido, tendo em vista que em todas as reações realizadas observou-se a formação de precipitados e que foi através dos precipitados observados na caracterização dos íons Ag+, Fe2+ e Fe3+ que tornou-se possível identificar os íons presentes no filtrado obtido da reação redox. 
		Nesta reação, observou-se uma pequena formação de prata metálica e, ao realizar reações, foi possível identificar que todos os íons envolvidos inicialmente na reação estavam presentes no produto final, isso porque ela atingiu o estado de equilíbrio, ou seja, os reagentes estão se formando na mesma velocidade que os produtos.
		
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
[1] VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
[2] BROWN, T. L.; LEMAY JR, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a ciência centra. 9 ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
[3] EQUILÍBRIO QUÍMICO. WIKIPÉDIA. Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico#Equil%C3%ADbrio_heterog%C3%AAneo>. Acesso em: 25 de Abril de 2018
ANEXO
Pós-laboratório
1.
		Sabendo que a glicose das maçãs se degrada na presença de O2 atmosférico, e que O2 dissolvido no fluxo das células do tecido encontra-se em equilíbrio com o O2 atmosférico, pode-se dizer que ao diminuir a concentração de O2 atmosférico,consequentemente, a concentração do O2 dissolvido no fluxo das células do tecido também diminuirá. Isso acarretaria em uma menor degradação da glicose da fruta mantendo a mesma conservada por mais tempo.
2.
Caracterização Ag+:
AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq)
3AgNO3(aq) + K3[Fe(CN)6] (aq) Ag3[Fe(CN)6](s) + 3KNO3(aq) 
AgNO3(aq) + NaSCN(aq) AgSCN(s) + NaNO3(aq) 
Caracterização Fe2+:
FeSO4(aq) + 2HCl(aq) FeCl2(s) + H2SO4(aq) 
3FeSO4(aq) + 2K3[Fe(CN)6](aq)  Fe3[Fe(CN)6]2(s)+ 3K2SO4(aq)
FeSO4(aq) + NaSCN(aq) FeSCN(s) + Na2SO4(aq)
Caracterização Fe3+:
Fe(NO3)3(aq) + 3HCl(aq) FeCl3(s) + 3HNO3(aq)
Fe(NO3)3(aq) + K3[Fe(CN)6](aq) Fe2(CN)6(s)+ K3(NO3)3(aq)
Fe(NO3)3(aq) + 3NaSCN(aq) FeS(CN)3(s) + 3NaNO3(aq)
Investigando a reação redox:
Ag+(aq) + Fe2+(aq) Ag(s) + Fe3+(aq)
Ag0(s) + Fe3+ Ag+(aq) + Fe2+(aq)