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PRÉ RELATÓRIO
PRÁTICA EXPERIMENTAL: EQUILÍBRIO QUÍMICO
Disciplina: Laboratório de processos em engenharia química
Professor: Raimundo Romulo Martins Junior
Aluno: Márcio José da Silva Junior
Matrícula: 01088973
Recife, 27 de Março de 2019.
Introdução
O equilíbrio de solubilidade designa o equilíbrio químico que existe entre uma formação de estrutura sólida e os seus íons em solução. A dissolução e a precipitação dos compostos são fenômenos que ocorre tanto em nós como ao nosso redor. A precipitação de determinados sais nos rins produz pedras. A Água da terra contém sais dissolvidos, à medida que a água passa pelo subsolo.Com as condições de equilíbrio de solubilidade podem-se fazer suposições sobre resultados quantitativos a respeito da quantidade de alguns compostos que se dissolverão. Podem-se usar os equilíbrios para fazer a análise dos fatores que afetam a solubilidade. Na solubilidade existe uma constante de produto que é o kps, a equação de equilíbrio:
BaSO4(s) → Ba2+(aq) + SO42-(aq)
 Em virtude dessa equação de equilíbrio descrever a dissolução de um sólido, a constante de equilíbrio que indica quão solúvel o sólido é em água, chamada constante de solubilidade. Entretanto, os sólidos, os líquidos e os solventes não aparecem nas expressões da constante de equilíbrio para equilíbrios heterogêneos, de forma que a solubilidade do produto é igual ao produto da concentração dos íons envolvidos no equilíbrio de cada um, elevado à potência de seu coeficiente na equação de equilíbrio. 
kps= [Ba2+][SO42-]
Ainda que [BaSO4] seja excluído da expressão da constante de equilíbrio, um pouco de BaSO4(s) não dissolvido deve estar presente para que o sistema esteja em equilíbrio. Em geral, a constante do produto de solubilidade (kps) é a constante de equilíbrio que existe entre um produto sólido iônico e seus íons em uma solução aquosa saturada. É importante distinguir cuidadosamente solubilidade e constante do produto de solubilidade. A constante do produto de solubilidade (kps) é a constante de equilíbrio entre um sólido iônico e sua solução saturada. A solubilidade de uma substância pode variar consideravelmente à medida que as concentrações dos outros solutos variam.
 
O fator que pode afetar a solubilidade de uma substância é a temperatura, mas também a presença de outros solutos. A presença de um ácido, por exemplo, pode ter importante influência na solubilidade de certas substâncias. A solubilidade de um sal ligeiramente solúvel é diminuída pela presença de um segundo soluto que fornece um íon comum, ou seja, a adição de Ca2+ ou F- desloca o equilíbrio, diminuindo a solubilidade na equação:
CaF2(s) → Ca2+(aq) + F-(aq)
 A solubilidade de qualquer substância cujos ânions seja mais básico será afetada em alguma extensão pelo pH da solução. A solubilidade de quase todos os compostos iônicos é afetada quando a solução se torna suficientemente ácida ou básica. A solubilidade de sais ligeiramente solúveis contendo ânions básicos aumenta à medida que o pH é diminuído. Quanto mais básico o ânion, mais a solubilidade é influenciada pelo pH. Os ânions de ácidos fortes não são afetados pelas variações. Segundo o princípio de Le Chatelier se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito de distúrbio. Le Chatelier avaliou a variação nas concentrações de reagentes e produtos que é fazer com que um sistema químico que esteja em equilíbrio e for adicionada uma substância (um reagente ou um produto), a reação se deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. 
Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova no sentido que formar mais daquela substância. O efeito da variação de pressão de acordo com Chatelier mantendo a temperatura constante faz com que havendo uma redução do volume de uma mistura gasosa em equilíbrio o sistema se desloca no sentido de reduzir o número de moléculas de gás. No efeito das variações de temperatura, quando ela aumenta, é como se tivéssemos adicionado um reagente ou um produto ao sistema em equilíbrio. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome o excesso de reagente (ou produto). Para o efeito de catalisador ele aumenta a velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não a composição da mistura no equilíbrio. O valor da constante de equilíbrio para uma reação não é afetada pela presença do catalisador.
Objetivo
Entender o que vem a ser estado de equilíbrio.
Compreender o Princípio de Le Chatelier.
Avaliar que tipos de perturbações pode sofrer um sistema em equilíbrio.
Rever a teoria dos equilíbrios de solubilidade, inclusive quanto aos seus aspectos quantitativos.
Materiais e substâncias 
Métodos e Procedimentos
1. Semelhante dissolve semelhante
1.1. Coloque1 mL de água destilada num tubo de ensaio e acrescente 1 mL de tolueno e responda o item 1.5.1.
1.2. Adicione três cristais de CrCl3(s), tampe o tubo de ensaio e agite-o vigorosamente. Responda o item 1.5.2.
1.3. Repita a experiência em outro tubo de ensaio (repetindo o item 1.1) adicionando três cristais de CoCl2 (s). Responda o item 1.5.3.
1.4. Repita novamente a experiência em outro tubo de ensaio (repetindo o item 1.1), usando agora três cristais de I2(s). Responda o item 1.5.4.
1.5. Responda:
1.5.1. Como a água e o tolueno são imiscíveis, irão se formar duas camadas. Identifique as fases.
1.5.2. Em que solvente o CrCl3 (s) é mais solúvel?
1.5.3. Em que solvente o CoCl2(s) é mais solúvel?
1.5.4. Em que solvente o I2(s) é mais solúvel?
2. Equilíbrio de solubilidade
2.1. Coloque 1 mL de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione aos poucos solução de K2CrO4 0,1 M até que não se forme mais precipitado. Observe a cor do precipitado e da solução após a adição de cada gota. Deixe precipitar e decante o líquido. Lave bem o precipitado (com água destilada), até que a fase aquosa permaneça incolor (pequenas quantidades de água serão o suficiente).
2.2. Em outro tubo de ensaio, coloque 1 mL de AgNO3 0,1 M e adicione, novamente aos poucos, solução de Na2C2O4 0,1 M. Faça o mesmo procedimento de lavagem do item 2.1 (mesmo número de lavagens inclusive).
2.3. No tubo contendo o precipitado formado entre a prata e o oxalato, adicione 3 gotas de K2CrO4 0,1 M e 2 gotas de água e observe se os íons cromato substituirão os íons oxalato nas atuais condições.
2.4. No tubo contendo o precipitado formado entre a prata e o cromato, adicione 3 gotas de Na2C2O4 0,1 M e 2 gotas de água e observe se os íons cromato substituirão os íons oxalato nas atuais condições.
2.5. Responda:
2.5.1. Considerando que todos os sais de prata são considerados insolúveis (ou seja, a solubilidade deles costuma ser menor que 10-3 M), e considerando ainda que a descoloração é uma medida de reação, explique os resultados obtidos nestas quatro etapas.
3. O princípio de Le Chatelier
3.1. Variação da solubilidade com a temperatura
3.1.1. Coloque 1 mL de Pb(NO3)2 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione solução de KI 0,1 M até completar a precipitação de PbI2.
3.1.2. Aqueça este tubo de ensaio em banho maria por cinco minutos. Observe o que ocorre com o precipitado.
3.1.3. Retire o tubo de ensaio do banho maria e deixe-o resfriar em repouso em uma estante. Dever-se-ão formar belíssimos cristais dourados.
3.1.4. Responda:
a) A precipitação do PbI2 (s) absorve ou libera calor?
3.2. Equilíbrio dicromato-cromato
3.2.1. Coloque 1 mL de K2CrO4 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione 1 gota de HCl 1 M (confirme se a solução está ácida com um papel indicador; se não estiver, adicione mais HCl).
3.2.2. Coloque 1 mL de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione 1 gota de HCl 1 M (confirme se a solução está ácida com um papel indicador; se não estiver, adicione mais HCl).3.2.3. Agora, em cada um dos tubos dos procedimentos 3.2.1 e 3.2.2, adicione NaOH 1 M até se alcançar uma solução alcalina (com o papel indicador).
3.2.4. Coloque 2 mL de BaCl2 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione K2CrO4 gota a gota, até não se formar mais precipitado.
3.2.5. De modo semelhante, coloque 2 mL de BaCl2 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione K2Cr2O7 gota a gota, até não se formar mais precipitado.
3.2.6. Adicione 1 mL de HCl 1 M ao sistema BaCl2/K2CrO4.
3.2.7. Adicione 1 mL de NaOH 1 M ao sistema BaCl2/K2Cr2O7.
3.2.8. Responda:
a) Verifique se mudanças observadas nas colorações das soluções são reversíveis, através de sucessivas adições de HCl e NaOH aos procedimentos 3.2.1 e 3.2.2.
b) Explique os resultados e observações quanto aos itens 3.2.4 a 3.2.6, em termos do
equilíbrio 2 CrO4
2- + 2 H+ ⇌ Cr2O7
2- + H2O.
3.3. Equilíbrio com o íon cobre
3.3.1. Coloque 1 mL de CuSO4.5H2O 0,3 M em um tubo de ensaio.
3.3.2. Adicione aos poucos uma solução de HCl concentrado. Isto provocará uma mudança de cor. Pare quando a mudança estiver completa.
3.3.3. Acrescente aos poucos água para restabelecer a cor original.
3.3.4. Coloque agora o tubo de ensaio num béquer com água fervendo e observe a cor após transcorridos cinco minutos.
3.3.5. Transfira o tubo de ensaio para um banho de gelo e observe-o após cinco minutos.
3.3.6. Responda:
a) Explique o que aconteceu, tendo em conta o equilíbrio Cu(H2O)4
2+ + HCl ⇌ CuCl4
2- + 4 H2O.
4. Princípio de Le Chatelier, solubilidade e produto de solubilidade
4.1. Responda:
4.1.1. Mostre como se relaciona a frase “um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica através do princípio de Le Chatelier.
4.1.2. O que deverá acontecer ao se adicionar HCl concentrado a uma solução saturada de NaCl? Explique.
4.1.3. Os produtos de solubilidade do carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são, respectivamente, 8,7x10-9 e 4,0x10-11. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de apresentar Kps menor.
Referências bibliográficas
PROTOCOLO DE AULA PRÁTICA - Laboratório de Processos em Engenharia Química ELABORADO POR:
Aleksándros, Uninassau 2016.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E.Química: a ciência central. 9ed. Prentice Hall, 2005.ATIKINS, Peter; JONES, Loretta. 
Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna.5 ed. Bookman, 2011.