relatorio de equilibrio quimico

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1. INTRODUÇÃO 
O equilíbrio químico é o ramo da físico-química que estuda toda e qualquer reação 
reversível, na qual existe duas reações possíveis, a direta e a inversa. A reação direta, os 
reagentes transformam-se em produtos, já na inversa, os produtos transformam-se em 
reagentes. Quando se tem uma reação em equilíbrio, representa-se da seguinte maneira: 
 
 
A causa do estabelecimento do equilíbrio químico é a nivelação das velocidades da 
reação direta (para a direita) e a da inversa (para a esquerda) que se realiza como 
consequência das mudanças de concentração das substâncias. No entanto, para que 
ocorra o equilibro, duas condições são fundamentais: o sistema tem que ser fechado, ou 
seja, não há troca de matéria com a vizinhança; e pressão e temperatura constantes. 
 
 
 
V1 = V2 
A constante de equilíbrio (Keq) é a relação estabelecida entre as concentrações 
molares de produtos e de reagentes presentes em uma reação elevadas aos seus respectivos 
expoentes. Pode ser dada em termos de concentração (Kc) para reações em solução, ou em 
termos de pressão parcial para gases. (Kp) 
𝑲𝒄 =
[𝑪]𝑪 [𝑫]𝒅
[𝑨]𝒂 [𝑩]𝒃
 𝒐𝒖 𝑲𝒑 =
(𝑷𝑪)𝑪 (𝑷𝑫)𝒅
(𝑷𝑨)𝒂 (𝑷𝑩)𝒃
 
O valor numérico da constante de equilíbrio indica a tendência dos reagentes se 
transformarem em produtos. A extensão em que ocorre a reação até atingir o equilíbrio 
depende da reação química, onde cada uma tem sua constante, e da temperatura. 
 
Se Keq for maior que 1, indica que a concentração de produtos é maior que a 
concentração de reagentes no equilíbrio. Se Keq for menor que 1, a concentração de 
reagentes é maior que a concentração de produtos. 
De acordo com o princípio de Le Chatelier existem três variáveis que podem perturbar 
um equilíbrio: temperatura, pressão e concentração. Sempre que um equilíbrio for 
perturbado, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para criar uma nova situação 
de equilíbrio. 
 
a) Concentração: 
Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o lado 
dele. 
Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o lado 
contrário. 
b) Temperatura: 
 
Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico. 
 
Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico. 
c) Pressão: 
 
Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor 
volume. 
Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior 
volume. 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste experimento é verificar o princípio de Le Chatelier, através de um sistema 
de equilíbrio químico, com a ação de agentes externos. 
 
3. O EXPERIMENTO 
3.1 MATERIAIS UTILIZADOS 
Para esses experimentos foram utilizados: 
 8 Tubos de ensaio  Ácido nítrico conc. 
 1 Béquer de 100 mL  Solução de cloreto de sódio – 0,5 mol/L 
 1 Béquer de 50 mL  Cloreto de cobalto II - sólido 
 1 Bastão de Vidro 
 Solução de hidróxido de amônio 
(NH4OH) – 1 mol/L 
 1 Espátula 
 Solução de cloreto de ferro III – 0,01 
mol/L 
 3 Pipetas Graduadas  Cloreto de amônio (NH4Cl) - sólido 
 1 Balão volumétrico com tampa 
25 mL 
 Tiocianato de amônio (NH4SCN) – 
sólido 
 Etanol absoluto 
 Solução de nitrato de prata (AgNO3) – 
0,1 mol/L 
 
3.2 OS PROCEDIMENTOS 
O experimento foi dividido em quatro partes: 
Parte A 
Colocou-se aproximadamente 40 mL de água no béquer e 
então adicionou-se 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 5 mL 
de solução de tiocianato de amônio. Em seguida, agitou-se a 
solução com bastão de vidro, e observou-se a cor desenvolvida. 
Após este procedimento, dividiu-se 10 mL da solução em quatro 
tubos de ensaio distintos e identificados. Utilizou-se o tubo I como 
padrão de comparação. 
Ao tubo II, adicionou-se 2 mL de solução de cloreto de ferro III. 
Ao tubo III, adicionou-se uma ponta de espátula de tiocianato de amônio e em seguida 
agitou-se. 
Ao tudo IV, adicionou-se uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio. 
 Com isso, todos os tubos foram comparados com o tubo I. 
Parte B 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se aproximadamente 1 mL de solução de nitrato de 
prata (AgNO3) e 1 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl). Observou-se a formação de um 
sólido, que foi deixando em decantação. Após a decantação, retirou-se o liquido 
sobrenadante. 
Ao sólido restante no tubo, adicionou-se solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e 
observou-se os resultados. 
Parte C 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 0.0516 gramas de cloreto de cobalto (CoCl2.nH2O) e 
3mL de etanol absoluto. Agitou-se o tubo até a dissolução do sólido e observou-se o resultado. 
Após esse procedimento, adicionou-se 5 gotas de água à solução e observou-se uma mudança 
de cor. 
Em seguida, colocou-se o tubo de ensaio em um recipiente com água quente, e 
posteriormente, o mesmo tubo em um banho de água e gelo. 
 
Solução de cloreto de ferro III e 
tiocianato de amônio. 
Parte D 
Cortou-se aproximadamente 1 cm de fio de cobre, e transferiu-se para um balão 
volumétrico. Na capela de exaustão, adicionou-se cuidadosamente 1,5 mL de ácido nítrico 
concentrado (HNO3). Imediatamente, tampou-se o balão e observou-se a formação de um 
gás. 
Após o consumo total do metal e o equilíbrio estabelecido, colocou-se o balão em um banho 
de gelo. Posteriormente, transferiu-se o balão para um banho de água quente a 
aproximadamente 50ºC. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Parte A 
Utilizou-se o tubo I como padrão de comparação, onde 
a mistura de tiocianato de amônio com cloreto de ferro III, 
resultou em uma solução de coloração alaranjada, pela 
formação de tiocianato férrico. 
No tubo II, após a adição de 2 mL de solução de cloreto 
de ferro III, observou-se que a solução se tornou mais escura. 
Conclui-se que isso ocorre, pois, o equilíbrio da solução padrão foi alterado e deslocado para 
os produtos, uma vez que a solução final estava com excesso de cloreto de ferro III. A equação 
química que representa esse equilíbrio é: 
FeCl₃(aq) + NH₄SCN(aq) ↔ [Fe(SCN)] 2+(aq) + NH₄(aq) + 
3Cl₄(aq) 
No tubo III, após a adição de tiocianato de amônio, 
observou-se também uma alteração no equilíbrio da reação e 
na coloração da solução, pois aumentou-se a concentração de 
Comparação dos tubos I e II 
Comparação dos tubos I e III 
um dos reagentes, deslocando o equilíbrio para os produtos. Com isso, a solução tornou-se 
bem mais alaranjada. 
No tubo IV, com a adição de cloreto de amônio (NH4Cl), 
os íons da solução [Fe(SCN)]+2(aq) e 3Cl- foram consumidos, o 
que gerou um deslocamento do equilíbrio no sentido dos 
reagentes. Com isso, observou-se que a coloração do tubo 
voltou a coloração inicial, semelhante ao tubo I. 
Parte B 
Observou-se que no tubo de ensaio contendo 1 mL de nitrato de prata (AgNO3) e 1 m 
de cloreto de sódio (NaCl), formou-se o cloreto de prata (AgCl), um precipitado pastoso e 
branco, que é insolúvel em água. A reação que representa essa formação é: 
NaCl (aq) + AgNO3 (aq)  NaNO3 (aq) + AgCl (s) 
Após a retirada do liquido sobrenadante e a adição de hidróxido de amônio (NH4OH), 
observou-se a dissolução do sólido. Conclui-se que isso ocorre pois, com o hidróxido de 
amônio forma-se um cátion complexo (diamin-prata, [Ag(NH3)2]+) cujo sal, cloreto de 
diamin, é solúvel. Portanto, ao acrescentar NH4OH na reação de precipitação anterior, o 
precipitado de AgCl solubiliza-se. A reação química que representa esse processo é: 
AgCl (s) + 2 NH4OH (aq) Ag(NH3)2Cl (aq)+ 2 H2O (l)Parte C 
Após a adição de cloreto de cobalto e etanol absoluto ao tubo de ensaio, observou-se 
uma solução de coloração azul, onde formou-se o íon tetraclorocobaltato (II). Com a adição 
de 5 gotas de água, observou-se uma mudança de cor da solução, onde 
essa ficou rosada, devido a formação 
do cloreto de cobalto hexahidratado. 
 
 
Comparação dos tubos I e IV 
 
cloreto de cobalto 
 hexahidratado 
 
Íon tetraclorocobaltato (II) 
Quando o cloreto de cobalto II está em solução aquosa, estabelece-se o seguinte 
equilíbrio químico: 
 
Observou-se que, quando o tubo de ensaio foi aquecido, a solução se tornou azul 
novamente. Isso ocorreu devido à alta temperatura, que deslocou o equilíbrio no sentido da 
reação endotérmica, que absorve calor. 
 
Quando resfriado, o deslocamento do equilíbrio deu-se no sentido direto (de formação do sal 
rosa), pois essa é uma reação exotérmica, com liberação de calor: 
 
 
 
Parte D 
Observou- se que, ao reagir o fio de cobre com ácido nítrico, ocorreu a formação do 
gás NO2, que tem coloração amarronzada. Com isso, a solução adquiriu uma coloração 
esverdeada. 
Ao colocar o balão em banho de gelo, observou-se que a formação do gás não ocorre 
em grande quantidade, logo conclui-se que a reação é exotérmica, e com a diminuição da 
temperatura, o equilíbrio foi deslocado para o sentido dos reagentes. 
Quando colocado em banho de água quente, houve um aumento da concentração do 
gás, permitindo reconhecer que a reação é exotérmica. 
 A equação química que representa a reação é: 
Cu(s) + 4HNO₃(aq)  Cu(NO₃)₂(aq) + 2NO₂(g) + 2H₂O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
Com as reações (parte c e parte d) discutidas acima, vemos que elas são de ida e volta, 
ou seja, podem tender tanto para os produtos como para os reagentes, dependendo das 
condições onde a solução é encontrada. Para entender isso, foi utilizada a temperatura 
como balanceador. Na parte c, tendo que ao aquecer a solução sua coloração torna-se 
azulada, tendendo aos produtos. E ao ser resfriada torna-se rosada tendendo aos 
reagentes. 
Na parte d percebemos que a temperatura influenciou na quantidade de gás presente 
no balão volumétrico. 
As soluções elaboradas na parte a demonstraram como os produtos variam os 
reagentes, assim, exibindo mudanças visuais como cor e volume. 
 
Balão volumétrico com alta 
concentração de gás 
 
Balão volumétrico com baixa 
concentração de gás 
6. REFERENCIAS 
DIAS, Diogo Lopes. “EQUILÍBRIO QUÍMICO” Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.html> 
FOGAÇA, Jennifer Rocha. “COMO FUNCIONA O ‘GALINHO DO TEMPO? ’” Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-funciona-galinho-tempo.html> 
SARAN, Luciana M. “EQUILÍBRIO QUÍMICO” Disponível em: 
<http://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/e
quilibrio-quimico.pdf>