Relatório de Equilíbrio Químico

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FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MONTES CLAROS
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I / 2° PERÍODO
Diego Ribeiro de Almeida, Gysella Lorrany Ferreira de Almeida, Ketlen Caroline Iunge Pereira, Mateus Araújo Soares
PRÁTICA 4:
Equilíbrio Químico
Montes Claros/MG
30 de agosto de 2018
1. INTRODUÇÃO
O equilíbrio químico ocorre quando em uma reação química cria-se uma quantidade significativa de produto, é então que estes começam a reagir de forma inversa para atingir um equilíbrio energético. Boa parte das reações não se processam até o final, os reagente não são totalmente convertidos nos produtos.
Reações desse tipo são representadas por “”, as setas duplas indicam que a reação produz produtos ao mesmo tempo que reagentes. 
Um exemplo desse tipo de reação seria a reação entre 1 mol de H2 com 1 mol de I2. Espera-se que ao reagir estes dois compostos ocorreria a formação de 2 mols de HI:
H2 + I2 2HI
Gás incolor Gás marrom Gás incolor 
No entanto, em um sistema a 400 °C não se obtém mais do que 1,6 mol de HI, restando assim 0,2 mol de H2 e 0,2 mol de I2 no sistema sem reagir completamente (ALMEIDA). Com o passar do tempo a concentração permanece a mesma, portanto o sistema permanece em equilíbrio químico. No exemplo citado o que comprova que a reação não ocorre de forma completa é a coloração. Se ela ocorresse de forma a transformar todos os reagentes, o produto seria um gás incolor, porém ao reagi-los percebe-se que o gás resultante tem um pouco da coloração do Iodo molecular.
Ao analisar este tipo de reação tem-se a impressão que em determinado momento (quando não ocorre mais nada) as substâncias param de reagir, aparenta que o sistema está estático, porém o sistema não está estático, ele é dinâmico. No sistema ocorre a transformação de reagentes em produto e vice-versa na mesma velocidade, logo fica imperceptível de forma macroscópica.
No início a velocidade de reação dos reagentes é alta pois há uma alta concentração destes, no entanto, quando a concentração começa a diminuir a velocidade de reação dos reagentes também diminui. O inverso ocorre com o produto, que começa com uma concentração e velocidade de reação baixa, e a medida que mais produto é produzido essa velocidade tende a aumentar. Em determinado momento as velocidades atingem um ponto de equilíbrio, é esse o ponto que mantém as velocidades de reação iguais. O gráfico da Figura 1 demonstra a velocidade de reação em função do tempo.
Figura 1 – Gráfico das velocidades de reação em função do tempo.
Fonte: curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html
Com este gráfico fica claro que em determinado ponto as velocidades se tornam iguais e a reação atinge um ponto de equilíbrio.
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 (TOFOLLI).
Dada à reação genérica:
aA + bB cC + dD
V1 = K1 . [A]a . [B]b
V2 = K2 . [C]c . [D]d
Equilíbrio: V1 = V2
K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d
= 
Keq = 
Keq é a constante de equilíbrio em termos de concentração. Ela mostra a porção de produtos formados em relação a quantidade de reagentes que reagiram.
O ponto de equilíbrio e a extensão da reação podem ser deslocados mudando-se as condições do sistema, assim como afirma o Princípio de Le Chatelier: “Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da força aplicada.” São esses fatores:
a) concentração dos reagentes ou produtos;
A adição de uma substância (reagente ou produto) em um equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido de consumo dessa substância. Analogamente, a remoção de uma substância em um equilíbrio, de modo geral, favorece o sentido da formação dessa substância (PAULA).
b) temperatura;
O aumento de temperatura de um sistema em equilíbrio favorece mais o sentido da reação endotérmica. A diminuição de temperatura de um sistema em equilíbrio, no entanto, favorece o sentido da reação exotérmica. Lembre-se de que ΔH >0 indica que o processo é endotérmico, já ΔH < 0, que o processo é exotérmico (PAULA).
c) Pressão;
Uma modificação na pressão em um sistema só altera o equilíbrio quando há variação do(s) coeficiente(s) estequiométrico(s) dos gases nos produtos em relação aos reagentes (PAULA).
Portanto:
Aumento da pressão favorece o sentido com menor quantidade em mol de gás (menor volume).
Diminuição da pressão favorece o sentido com maior quantidade em mol de gás (maior volume).
d) Catalisador
Os catalisadores aceleram igualmente as reações direta e inversa, de forma que nenhum dos sentidos do equilíbrio é favorecido. A presença de um catalisador fará com que o sistema atinja o equilíbrio mais rapidamente (PAULA).
2. OBJETIVOS
a) caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos;
b) reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: Princípio de Le Chatelier; e
c) determinar uma constante de equilíbrio.
2.1 Objetivos específicos
Aprender medição de basicidade e acidez das soluções.
3. MATERIAL E REAGENTES
Bastão de vidro
Béquer de 100 mL
Bico de gás
Chapa de aquecimento
Conta-gotas
Funil analítico
Papel-filtro
Papel indicador de pH
Potenciômetro
Tela de amianto
Tubos de ensaio
K2CrO4 0,1 mol/L
K2Cr2O7 0,1 mol/L
HNO3 ou HCl 1 mol/L
PbI2
Ca(OH)2
BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol
4. PROCEDIMENTOS
1 - Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L e em outro tubo igual volume de solução de K2CrO4 0,1 mo/L. 
Adicione à solução de K2Cr2O7, usando um conta-gotas, solução de NaOH 1 mol/L até mudança de cor. De que cor ficou?
Adicione à solução de K2CrO4 solução de HCI 1 mol/L até mudança de cor. De que cor ficou? 
2 - Coloque num tubo de ensaio cerca de 2mL de solução de K2CrO4 0,1 mol/L e igual volume de BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L e, em outro tubo de ensaio, volumes iguais de K2Cr2O7 0,1 mol/L e BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L.
Acrescente ao primeiro tubo, gota a gota, solução de HC1 mol/L e ao segundo tubo solução de NaOH 1 mol/L, também gota a gota.
Obs.: O produto de solubilidade do BaCrO4 é 8,5 . 10-11 e o BaCr2O7 é solúvel. 
3 - Tente dissolver uma pequena massa de PbI2 em cerca de 20 mL de H2O destilada. Escreva a equação de equilíbrio da reação reversível. Que você pode dizer a respeito de sua solubilidade em água? 
Aqueça, agora, o sistema durante algum tempo. Que conclusão você pode tirar deste resultado? Deixe a solução resfriar em repouso.
4 – Tente dissolver uma pequena massa de Ca(OH)2 em cerca de 50 mL de água (agite com bastão de vidro durante alguns minutos). Que você observa? Que se pode concluir a respeito da solubilidade do Ca(OH)2 em água? O equilíbrio que se estabelecerá é o seguinte:
Ca(OH)2(s) ⇌ Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
cuja expressão de equilíbrio é:
[Ca2+][OH-]2 = Keq = Kps
Em que Kps é o produto de solubilidade e as concentrações de Ca2+ e OH- apresentam os valores:
[Ca2+] = x mol/L
[OH-] = 2x mol/L, ou seja, 
Desse modo, para se calculo Kps, basta que seja determinado o valor da concentração de apenas um dos íons. Como a [OH-] é a medida da BASICIDADE da solução ou indiretamente do pOH, é muito fácil determinar a concentração dessa espécie, pois
pOH = - e pOH = 14 - pH
O pH pode ser determinado por meio de um potenciômetro com um eletrodo de vidro. 
Filtre a mistura e meça o pH do filtrado. Calcule o valor do pOH e da [OH-]. Qual o valor do produto de solubilidade? 
Compare o resultado obtido com o valor de tabela 1,3 x 10-6.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Procedimento 1:
Em um tubo de ensaio foram adicionados 2 mL de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) a 0,1 mol L-1. Em outro tubo foi adicionado igual volume e concentração de cromato de potássio (K2CrO4). O dicromato possui uma coloração alaranja, já o cromato possui uma cor amarelada.
Em um béquer foi preparado o ambiente com hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol.L-1.Uma pequena quantidade foi adicionada ao béquer, suficiente para as reações. O conta-gotas foi substituído pela pipeta de pasteur.
Ao adicionar gota agota a solução de NaOH à solução de dicromato no tubo de ensaio, ocorreu uma mudança de cor, de alaranjado passou a ser amarelado como pode-se notar na Figura 2, o conteúdo do béquer é a solução de dicromato e o conteúdo do tubo é o produto da reação.
Figura 2 – Reação do Dicromato de Potássio com o Hidróxido de Sódio.
Fonte: Os autores.
Em um béquer foi preparado o ambiente com ácido clorídrico (HCl) 1 mol.L-1. Uma pequena quantidade foi adicionada ao béquer, suficiente para as reações. 
Foi adicionada ao cromato gota a gota a solução ácida, pôde-se observar a mudança na coloração da substância no tubo, que de amarelo passou a ser alaranjado, como pode-se notar na figura 3.
Figura 3 – Reação do Cromato de Potássio com Ácido Clorídrico.
Fonte: Os autores.
Isto aconteceu porque os íons CrO42- e Cr2O72- , quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO42-, 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 Cr2O72-, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Diz-se que houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr2O72-. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO42-, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela. Este equilíbrio pode ser representado pelas equações 1 e 2 abaixo.
Equação 1:
2 CrO42- + 2 H+ Cr2O72- + H2O
Amarelo Alaranjado
Procedimento 2:
Foram colocados 2 ml de solução contendo cromato de potássio (K2CrO4), que tinha uma cor amarelada e depois foi adicionado 2 mL de solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2) a 0,1 mol.L-1, e ao reagir formou um precipitado de cromato de bário (BaCrO4) com cor amarelo clara como ilustra a Figura 4.
Figura 4 – Precipitado de cromato de Bário.
Fonte: Os autores.
A precipitação ocorre porque o cromato de bário é muito insolúvel em água. A reação que representa o que ocorreu é dada por:
Ba(NO3)2 (aq) + K2CrO4 (aq) → BaCrO4 + 2 KNO3 (aq)
Em um segundo tubo de ensaio foram adicionados volumes e concentrações iguais de dicromato de potássio (K2Cr2O7) e nitrato de bário. Ocorreu um reação com formação de um precipitado alaranjado como ilustra a Figura 5, a solubilidade em água de BaCr2O7 é grande. Assim, não era esperado que formasse precipitado, mas formou-se. Isso ocorre porque no tubo contendo íons Cr2O72-, liberados na dissociação iônica de K2Cr2O7, há a presença dos dois íons, o CrO4 2- e o Cr2O72-, mesmo com o domínio de uma cor (alaranjado) sobre a outra (amarelo). Assim, houve formação de BaCrO4, segundo a seguinte equação:
K2Cr2O7 + Ba(NO3)2  BaCr2O7 + 2 KNO3
Figura 5 – Precipitado de dicromato de bário.
Fonte: Os autores.
Após isso adicionou-se ao primeiro tubo gota a gota solução de HCl 1 mol.L-1 no tubo contendo dicromato de bário, ocorreu uma reação eocorreu a precipitação de um sólido, como é possível observar na Figura 6:
Figura 6 - Reação do cromato de bário com ácido clorídrico
Fonte: Os autores
Ao adicionar HCI ao sistema (K2CrO4 (aq) + Ba(NO3)2 (aq)), foi possível observar que a solução adquiriu coloração amarelo muito forte com precipitação no fundo do tubo de ensaio. Isso ocorreu pois, ao adicionar ácido clorídrico ocorre dissociação de Cl- na água, e com isso equilíbrio é deslocado para o sentido inverso ao da reação de cromato de potássio e cloreto de bário. Como o equilíbrio está sendo deslocado para o sentido inverso, o precipitado some e obtém-se uma nova solução.
Ao adicionar NaOH no outro tubo (K2Cr2O7 + Ba(NO3)2 ) ocorreu o mesmo fato anterior, porém a coloração passou de um alaranjado para um tom amarelado. O princípio é o mesmo, a hidroxila da base deslocou o sentido de reação.
Procedimento 3:
Em um béquer foram adicionados 20 mL de água destilada e uma ponta de espátula de iodeto de chumbo (PbI2). Este é um sal pouco solúvel em água, logo quando tenta-se dissolvê-lo, à temperatura ambiente, observa-se que apenas uma pequena quantidade do sal se dissolve. Após a dissolução, estabelece-se um equilíbrio, expresso pela equação a seguir:
	
PbI2(s)
	Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
cuja expressão do equilíbrio é a seguinte: Keq = [Pb2+] . [I- ]2
Após o aquecimento a dissolução ocorreu de forma mais eficiente, o que constata o que diz a lei de Le Chatelier, neste caso com o aumento de temperatura foi fornecida energia suficiente para uma maior velocidade de reação nos produtos.
Procedimento 4:
Este procedimento não foi realizado porque o tempo foi insuficiente. 
Esperava-se que houvesse pouca solubilidade do hidróxido de Cálcio por ser uma base com metal alcalino terroso.
Base pouco solúvel: é a base que apresenta uma baixa solubilidade em água. Quando adicionamos esse tipo de base em água, fica perceptível um material sólido que não se dissolveu no fundo do recipiente. Para determinar se uma base é solúvel, basta verificar se ela apresenta um cátion que pertence à família IIA (metais alcalinoterrosos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) (DIAS, Diogo).
Deveria ter sido feita a filtração da mistura e depois a medição do pH da substância. Com isso acharia-se o coeficiente de solubilidade do Ca(OH)2 e o pOH da solução que foi preparada.
6. CONCLUSÃO
Após esta prática foi possível identificar o princípio de Le Chatelier, entender o funcionamento e o que as interferências causam nas reações. Foi possível aprender sobre a constante de equilíbrio e como realizar seu cálculo. 
Foi possível aprender e identificar o equilíbrio químico nas reações e sua importância no laboratório.
Não foi possível aprender o método de medição de pH e pOH apresentados na prática porque o experimento em questão não foi realizado.
7. REFERÊNCIAS
ALMEIDA, Veloso de. Química Geral (Práticas fundamentais) / Professores da UFV. Viçosa: UFV, 2001. 111p.
DIAS, Diogo, Solubilidade das Bases, Manual da Química, Diogo Dias. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/solubilidade-das-bases.htm . Acesso em 13/09/2018 15h14min.
PAULA, Camila, O Que É Equilíbrio Químico?, Descomplica, 14/09/2017. Disponível em: https://descomplica.com.br/blog/quimica/resumo-equilibrio-quimico/ . Acesso em: 13/09/2018 13h24min.
TOFFOLI, Leopoldo, Equilíbrio Químico, Infoescola, Leopoldo Toffoli, 2018. Disponível em: https://www.infoescola.com/quimica/equilibrio-quimico/ . Acesso em 13/09/2018 12h33min.