Exp 5 Equilibrio Quimico

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GABRIEL VINICIUS ZAMUNER DE OLIVEIRA R.A: 216518 
MAX DE SANTANA NAZARIO DA SILVA R.A: 174746 
 
 
 
 
 
 
 
QG109 B – QUÍMICA EXPERIMENTAL I 
EXPERIMENTO 5 – EQUÍLIBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
Relatório do experimento V realizado em laboratório, da disciplina QG109, turma B, da 
Universidade Estadual de Campinas – Faculdade de Ciências Farmacêuticas. 
Docente: Raphael Nagao de Sousa. 
 
 
 
 
 
 
 
Campinas 
26 de Abril de 2018 
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1. Introdução 
As reações continuam até que a composição da mistura que reage corresponda ao mínimo 
de energia de Gibbs¹. Por conta disso muita das reações químicas não ocorrem em uma única 
direção e muitas delas são reversíveis. Quando as concentrações dos reagentes e dos 
produtos deixam de variar com o tempo, o processo chega ao equilíbrio. 
Pela observação de mudanças de cor, aparecimento de precipitado ou liberação de calor 
e do conhecimento do princípio de Le Chatelier² é possível entender a predominância de 
reagentes ou produtos em um equilíbrio químico. 
Existem diversas aplicações das propriedades de equilíbrio químico na medicina, com 
complexos de ouro no tratamento de artrites, de prata contra agentes patogênicos e platina 
contra o câncer. 
2. Objetivos 
O experimento tem como objetivo identificar e analisar o deslocamento do equilíbrio 
químico a partir da adição de soluções contendo íons H+ ou OH-, observando as mudanças 
macroscópicas ocorridas. 
3. Parte Experimental 
Parte I 
1. Adicione a um tubo de ensaio de 2mL de uma solução K2CrO4 1 mol L-1. Em seguida, 
insira 5 gotas da solução HCl 6mol L-1. Agite e anote as mudanças observadas. Em 
seguida, adicione gotas da solução NaOH 6 mol.L-1, agitando-o até ocorrer alguma 
alteração. Novamente, adicione outra vez a solução HCl 6 mol.L-1 (cerca de 10 gotas). 
2. Em um tubo de ensaio, adicione 2mL de solução de K2CrO4 1 mol.L-1 e 10 gotas de 
solução BaCl2 1 mol.L-1. Agite, observe e anote as reações observadas. A seguir, adicione 
sob agitação e de gota a gota, uma solução de HCl 6 mol.L-1 e continue observando as 
alterações no meio. Quando nada mais ocorrer, comece a adicionar gota por gota uma 
solução de NaOH 6 mol.L-1 e anote o que acontecer. Explique as alterações utilizando os 
conceitos de equilíbrio e equações químicas. 
 Parte II 
 Em um tubo de ensaio, adicione 2mL de uma solução de Cu (II) 0,1 mol.L-1, 
insira uma gota de solução de NH3 6 mol.L-1. Agite e observe se ocorreu alguma mudança 
na coloração do composto, ou formação de precipitado. Continue a adição de solução de 
NH3, gota a gota, até que aconteça alguma mudança significativa, anote o que aconteceu. 
 
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Parte III 
 Adicione 1 gota de NaOH 6 mol.L-1 a 1mL de solução a 1mL de solução de 
Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1, agite e observe. Continue adicionando NaOH até que ocorra uma 
mudança. Evite excessos. Agora insira HCl 6 mol.L-1, gota por gota, e anote os resultados. 
Continue adicionando mais HCl. Relacione todas as reações com o principio de Le 
Chalier. 
 Resultados e discussão 
4.1 Parte I 
Ao adicionar 5 gotas de solução HCl 6mol.L-1 no tubo de ensaio que continha íons cromato 
CrO42- foi observado a mudança de coloração amarela para laranja, a reação pode ficar mais 
esclarecida vendo sua equação: 
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ⇌ Cr2O72-(aq) + H2O Equação 1 
O cromato possui cor amarela e o dicromato cor laranja, a adição de íons H+ a partir do 
ácido clorídrico desloca o equilíbrio para a formação de dicromato, segundo o princípio de Le 
Chatelier, que diz que a adição de um componente desloca o equilíbrio no sentido de consumi-
lo. Então ao adicionar solução NaOH 6mol.L-1 (cerca de 4 gotas) o equilíbrio foi deslocado 
para a esquerda, tornando a solução novamente de cor amarelada, o OH- reage com o H+, 
diminuindo a concentração deste e portanto o equilíbrio desloca para a formação do H+ 
“retirado”. Por fim, adicionar mais solução HCl 6mol.L-1 (cerca de 10 gotas) deslocou o 
equilíbrio novamente para a formação de dicromato. 
No segundo tubo de ensaio que continha íons CrO42- (solução de cor amarela) ao 
adicionar 10 gotas de BaCl2 houve a formação de precipitado branco (BaCrO4(s)) e a solução 
continuou amarela devido a presença de íons cromato. A reação pode ser explicada pela 
seguinte equação: 
CrO42-(aq) + Ba2+(aq) ⇌ BaCrO4(s) Equação 2 
Os íons de bário reagem com os íons cromato da solução e formam o precipitado branco. 
Então foi adicionado sob agitação, gota a gota, de solução HCl 6mol.L-1, de acordo com a 
Equação 1, a adição de H+ desloca o equilíbrio para a formação de dicromato, portanto o 
sólido insolúvel começa a se dissociar, e a solução fica laranja. Por fim adicionando solução 
NaOH 6mol.L-1 a formação do sólido voltou a ocorrer e a solução ficou com cor amarela. Isso 
evidencia o efeito do pH na formação desse sal, favorecida em pH mais básico. 
4.2 Parte II 
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Ao adicionar uma gota de solução NH4OH 6mol.L-1 no tubo de ensaio que contém os íons 
de Cobre II, há a formação de um precipitado azul (Cu(OH)2) conforme a equação seguinte: 
Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) ⇌ Cu(OH)2(s) Equação 3 
Como hidróxidos de metais de transição são pouco solúveis, há esse precipitado azul na 
solução. Então, ao adicionar mais solução NH4OH 6mol.L-1, o esperado era que ocorresse a 
formação do hidróxido de cobre II, mas não é isso que ocorre, o excesso de amônia na solução 
leva a formação de um complexo com o Cu (II), fazendo com que a coloração da solução 
ficasse um azul mais escuro, essa reação pode ser expressa pela seguinte equação: 
Cu2+(aq) + 4 NH3(aq) ⇌ [Cu(NH3)4]2+(aq) Equação 4 
Para determinar qual espécie presente na solução de NH4OH 6mol.L-1 (NH4+, OH- ou NH3) 
foi responsável pelas mudanças observadas foram feitos 3 testes. 
Com a adição de NH4Cl à solução de Cu (II) não houve nenhuma evidência de reação, 
com a adição de NaOH 6mol.L-1 ocorreu a mesma reação representada pela equação 3 e no 
caso do uso dos cristais de CuSO4.5H2O e o papel filtro umedecido com solução concentrada 
de NH3 foi observada a mesma reação da equação 4, os cristais ficaram com a coloração azul 
escuro. 
Por fim, em outro tubo de ensaio com íons de zinco foi adicionado NaOH 6mol.L-1, gota a 
gota, na primeira gota houve a formação de um precipitado branco, a reação pode ser descrita 
pela seguinte equação: 
Zn2+(aq) + 2 OH-(aq) ⇌ Zn(OH)2(s) Equação 5 
O sólido branco é o hidróxido de zinco, que é pouco solúvel em água. Quando foi 
adicionado mais gotas da base, o excesso de íons hidróxido ao invés de favorecer mais 
precipitação, no caso do zinco ocorre a formação de hidroxo-complexo e a solução fica incolor 
e a reação ocorre como a seguinte equação: 
Zn(OH)2(s) + 2 OH-(aq) ⇌ Zn(OH)42-(aq) Equação 6 
Por fim, ao adicionar solução HCl 6mol.L-1, gota a gota, a reação acima foi deslocada para 
esquerda, devido ao consumo de OH-, portanto voltou a ocorrer formação do precipitado. E 
com o excesso maior de HCl, a equação 5 foi deslocada para esquerda, dissociando o sólido 
branco, tornando a solução incolor novamente. 
 
 
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5. Conclusão 
 Concluímos que quando alteramos a concentração de um componente da reação, 
ocorre uma perturbação no sistema, o qual tenta se reequilibrar como prediz o princípio de Le 
Chatelier, no qual diz que quando acontece um desequilíbrio no sistema, ele se ajusta 
tentando reduzir os efeitos do mesmo. 
O equilíbrio cromato/dicromato pode ser facilmente perturbado alterando a concentração de 
H+, aumentar essa concentração significa deslocar o equilíbrio para a formação de dicromato, 
e para inverter esse equilíbrio é necessário adicionar íons OH-. A reação do cromato com o 
bário forma um precipitadobranco e essa precipitação pode ser revertida quando íons H+ são 
adicionados, a equação 2 é deslocada para a esquerda, pois a concentração de cromato 
diminui com a formação de dicromato. 
Por fim, na parte 2, o equilíbrio entre hidróxido de cobre II e o complexo de cobre é 
determinado pelo aumento da concentração de amônia, que desloca a equação 3 para a 
esquerda e a equação 4 para a direita, a formação desse complexo é propriedade dos metais 
de transição. Para o zinco isso também ocorre, primeiramente, há a formação de hidróxido de 
zinco, que é um sólido branco e com o excesso de OH- há a formação do complexo de zinco. 
 
6. Referencias 
1- Atkins, P.E.; Jones, Loretta.; Princípios de Química - Questionando a vida moderna e 
o meio ambiente, 5ª edição, vol. 1, ARTMED EDITORA S.A., Porto Alegre, 2012, p. 
383. 
2- Le May, H.E.; Brown, T.L.; Química: A ciência Central, 13ª Edição, vol. 1, PRENTICE 
HALL BRASIL, São Paulo, 2005, p.549.