Relatório 5 - Equilíbrio Químico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
Instituto de Ciências Exatas ­ Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula prática nº 5 
Equilíbrio Químico 
 
 
Grupo:​ Brenda Magalhães 
Bruna Figueiredo 
Turma:​ PU7D ­ Farmácia Noturno 
Professora:​ Glaura Goulart 
Data de execução da prática:​ 14/05/2015 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte, 21 de maio de 2015 
Introdução  
 
As reações químicas podem ser reversíveis, ou seja, elas podem ocorrer num                       
sentido e no sentido inverso, dependendo de algumas condições. 
 
X  +  Y  à  Z  +  W 
Z  +  W  à  X  +  Y 
 
Quando uma reação e sua inversa podem ocorrer simultaneamente, dizemos que 
elas são reversíveis. A reversibilidade do processo é indicada pelo símbolo D: 
 
X  +  Y  D  Z  +  W (reação reversível) 
 
A situação de equilíbrio químico é atingida por um sistema reversível em reação                         
quando, em conseqüência da igualdade das velocidades da reação direta e inversa,                       
suas propriedades macroscópicas permanecem constantes. A expressão da               
constante de equilíbrio é conseguida da seguinte maneira: consideremos o sistema                     
homogêneo:  
 
aA  + bB  D  cC  +  dD 
 
v​1 ​= k​1​ [A]​a​ [B]​b​ ; v​2​ = k​2​ [C]​c​ [D]​d 
 
No equilíbrio v​1​ = v​2​. Então: 
 
k​1​ [A]​a​ [B]​b​ = k​2​ [C]​c​ [D]​d​  [  ​k​1​  =  ​[C]​c​ [D]​d​  [  K​c​ =  ​k​1​  =  ​[C]​c​ [D]​d  
    k​2  [A]​a​ [B]​b​  ; k​2​  [A]​a​ [B]​b 
 
  K​c é a constante de equilíbrio expressa em termos das concentrações em                       
mol/L. Quanto maior o valor de K, maior a concentração dos produtos, ou seja, a                             
reação se processou muito no sentido direto. Por outro lado, um valor pequeno de K                             
indica uma concentração grande dos reagentes indicando que a reação não se                       
processou muito. 
  O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais                         
como a temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode                     
ser prevista pelo principio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio é                         
submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta                         
ação”. 
 
 
 
Objetivos 
 
Estudar os sistemas de equilíbrio químico, verificando experimentalmente que 
quando se exerce uma ação em um sistema em equilíbrio, seja variação de  
pressão, temperatura ou concentração, o sistema se desloca no sentido da reação  
que neutraliza esta ação. 
 
 
Procedimentos e métodos 
 
a) Materiais utilizados 
 
● Suporte para tubos de ensaio 
● 4 tubos de ensaio 
● 2 béqueres de 50 mL 
● 2 béqueres de 100 mL 
● 2 béqueres de 250 mL 
● Chapa de aquecimento 
● Pinça de madeira 
● 2 pipetas graduadas de 20 mL 
● Proveta de 5 mL 
● Pipetador 
● Frasco para resíduo 
 
Reagentes e indicadores 
 
● Solução aquosa de K​2​CrO​4​ 0,05 mol/L 
● Solução aquosa de K​2​Cr​2​O​7​ 0,05 mol/L 
● NH​4​OH 0,5 mol/L 
● HCl 1,0 mol/L 
● NaOH 1,0 mol/L 
● Ba(NO​3​)​2​ 0,3 mol/L 
● HCl concentrado 
● Solução hidro­alcoólica de CoCl​2 
● Solução alcoólica de fenolftaleína 
 
 
 
 
 
 
b) Procedimento experimental 
 
Estudo do equilíbrio do sistema 
 
2 CrO​4​2­​(aq) ​+ 2 H​+​(aq) ​⇌ ​ ​Cr​2​O​7​2­​(aq) ​+ H​2​O​(l) 
 
● No suporte, colocou­se 3 tubos de ensaio. Em dois deles, colocou­se 2 mL de 
K​2​Cr​2​O​7​ 0,05 mol/L (laranja) e no outro colocou­se 2 mL de K​2​CrO​4​ 0.05 mol/L 
(amarelo). 
● Em um tubo de ensaio contendo solução de íons dicromato, adicionou­se 10 
gotas (aproximadamente 1 mL) da solução de NaOH 1 mol/L. Comparou­se a 
cor da solução com a dos outros tubos e anotou­se as variações observadas. 
● Adicionou­se, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol/L. Agitou­se e 
comparou­se novamente com os outros tubos, levando em consideração a 
diluição. 
● No tubo de ensaio contendo K​2​CrO​4​ 0,05 mol/L, adicionou­se 2 gotas de 
solução de Ba(NO​3​)​2​ 0,5 mol/L. Agitou­se e observou­se se houve formação 
de precipitado. Repetiu­se o procedimento para o tubo de ensaio contendo 
K​2​Cr​2​O​7​ 0,05 mol/L.  
 
Estudo do equilíbrio do sistema 
 
NH​3(g) ​+ H​2​O​(l)​ ​⇌ ​NH​4​+​(aq) ​+ OH​­​(aq) 
 
● Em um tubo de ensaio, adicionou­se 2 mL de água, 3 gotas da solução de 
amônia (0,5 mol/L) e uma gota de solução de fenolftaleína. 
● Despejou­se esta solução sobre um pano branco e agitou­se ao ar por cerca 
de cinco minutos. 
● Anotou­se as observações. 
 
Estudo do equilíbrio do sistema 
 
[CoCl​4​2­​]​(alc)​ + 4 H​2​O ​⇌ ​ [Co(H​2​O)​4​Cl​2​]​(alc)​ + 2 Cl​­​(aq) 
                                                  Azul                                                Vermelho 
 
 
● Em um tubo de ensaio, colocou­se 2 mL da solução vermelha. 
● Adicionou­se, cuidadosamente, HCl concentrado até observar qualquer 
variação. 
● Ao mesmo tubo de ensaio, adicionou­se, lentamente, H​2​O destilada até 
observar mudanças macroscópicas. Anotou­se o resultado, levando em 
consideração a diluição da solução. 
● Aqueceu­se o mesmo tubo em banho­maria. Observou­se e anotou­se os 
resultados. 
● Resfriou­se o tubo em água corrente. Observou­se e anotou­se os 
resultados. 
 
Apresentação e análise dos resultados 
 
Estudo do equilíbrio no sistema  
 
2 CrO​4​2­​​​​(aq)​ +​ 2 H​+​​​​(aq)​ ​⇌​ ​CrO​7​2­​​​​​(aq) ​+ H​​​2​O​​(​l)  
 
Ao adicionar a solução de NaOH no tubo de ensaio contendo a solução de íons  
dicromato observa­se uma mudança de coloração alaranjada para amarela. O  
contrário foi observado quando adicionamos o HCl à solução de íons cromato, que  
mudou de amarela para alaranjada. Isto aconteceu porque os íons CrO​4​2­​ e Cr​2​O​7​2­​, 
quando estão em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o  
CrO​4​2­​, que é um íon amarelo, se transforma em Cr​2​O​7​2­​, assim como o Cr​2​O​7​2­​, que  
é alaranjado, se transforma em CrO​4​2­​. Uma diminuição de pH favorece a formação  
do Cr​2​O​7​2­​, e por isso a adição do HCl tornou a solução alaranjada. Dizemos que  
houve um deslocamento no equilíbrio no sentido de formação do Cr​2​O​7​2­​. Por outro 
lado, um aumento de pH favorece a formação do CrO​4​2­​, e por isso a adição do 
NaOH tornou a solução amarela. Quando adicionamos o Ba(NO​3​)​2​ na solução de 
K​2​CrO​4​ observamos a formação de um precipitado. Isso aconteceu porque quando 
íons Ba​2+​ em solução aquosa entram em contato com íons CrO​4​2­​, há a formação de 
um sólido insolúvel, o cromato de bário (BaCrO​4​). Ao favorecermos a formação do 
Cr​2​O​7​2­​, estamos diminuindo a disponibilidade do CrO​4​2­​ para formar o sólido, e por 
isso o precipitado vai desaparecendo. 
 
 
Estudo do Equilíbrio do Sistema:  
 
NH​3​​​​(g)​ +​ H​2​O​(l)​​ ⇌ ​ ​NH​4+​(aq)​ +​ OH​­​​​​​(aq)​;  ΔH < 0  
 
Ao adicionar em um tubo de ensaio 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia e  
uma gota de fenolftaleína a solução tornou­se bem roséa, indicando seu caráter  
básico. Após este procedimento, despejamos esta solução sobre um pano branco,  
este adquiriu a cor da solução, entretanto ao agitarmos o pano por alguns minutos  
observamos o desaparecimento da cor rosa no pano, indicando assim a evaporação  
da amônia e evidenciando que o equilíbrio foi deslocado no sentido da formação de  
 
 
Estudo do Equilíbrio do Sistema:  
 
[CoCl​4​]​2­​ (alc)​ + 4 H2O​(l)​  ​⇌​ [Co(H​2​O)​4​Cl​2​]​(alc)​ + 2 Cl​­​(aq)​ ; ΔH < 0 
 
 
Ao adicionar HCl concentrado na solução de [Co(H​2​O)​4​Cl​2​] ocorre mudança de  
coloração vermelha para azul escuro, observa­se também um aquecimento do  
tubo de ensaio, indicando que ocorreu uma reação exotérmica. No mesmo 
coloração retorna ao vermelho, pois o equilíbrio é deslocadono sentido da formação 
de [Co(H​2​O)​4​Cl​2​]. Após este procedimento, colocamos o tubo em banho­maria, 
observando que ao aquecer o tubo a solução se tornou azul novamente, o que 
explica essa alteração da cor da solução é que o aumento da temperatura favorece 
a reação no sentido endotérmico, ou seja, no sentido tubo, ao adicionar H​2​O 
destilada ela promove a diluição da solução e a de produção do [CoCl​4​]​2­​, que possui 
coloração azul. Ao contrário disto, resfriamos este tubo em água corrente e 
observamos que lentamente a solução foi ficando vermelha, favorecendo o sentido 
exotérmico da reação. 
 
Conclusão 
 
A partir da pratica realizada, foi possível evidenciar o equilíbrio químico, 
comprovando o principio de Le Chatelier. Em reações reversíveis, provou­se o efeito 
da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio das mesmas. O efeito da 
pressão não pode ser evidenciado na pratica uma vez que para realizar tal 
experimento seria necessário um aparato indisponível no laboratório de realização 
da prática. 
 
Bibliografia 
 
● PEREIRA, L. A. Apostila de laboratório ­ Química Analítica. Departamento de 
Química do Colégio Técnico da UFMG 
● DEMICHELI, C. P. Apostila de práticas de Química Geral. Departamento de 
Química da Universidade Federal de Minas Gerais. 
● BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central.                         
9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
 
 
 
Questionário 5 ­ Equilíbrio Químico