Deslocamento do Equilíbrio químico (prática) - Prof Michele Karoline Lima Tenório

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PRÁTICA 12 – DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
INTRODUÇÃO 
O equilíbrio químico controla diversos fenômenos, desde a conformação das 
proteínas até a ação da chuva ácida em minerais e as reações em meio aquoso utilizadas 
em química. É o estado em que as velocidades direta e inversa de todas as reações são 
iguais, de modo que as concentrações de todas as espécies permanecem constantes 
(HARRIS, 2008).
Equilíbrios químicos são sempre dinâmicos. Quando se diz que um sistema 
atingiu o equilíbrio, não se quer sugerir que toda transformação foi interrompida ou 
completada. Ao invés disso, as reações direta e inversa continuam, e elas ocorrem com 
velocidades iguais como mostra a Figura 1.
Figura 1: Representação gráfica da evolução da composição do sistema reacional.
Constante de equilíbrio 
O valor da constante de equilíbrio revela se devemos esperar uma concentração 
alta ou baixa dos produtos em equilíbrio. A constante também permite predizer a direção 
espontânea da reação em uma mistura de qualquer composição. A expressão da 
constante de equilíbrio é escrita como:
em que as concentrações molares são elevadas a uma potência igual ao coeficiente 
estequiométrico das espécies na equação química. Por exemplo, para reação de síntese 
da amônia a constante de equilíbrio é:
N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3
K = concentrações molares dos produtosconcentrações molares dos reagentes
Princípio de Le Châtelier 
Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem a mudanças das condições 
em que as reações ocorrem. Henry Le Châtelier, químico francês, enunciou o princípio 
geral do deslocamento de equilíbrios químicos. Quando um sistema em equilíbrio é 
submetido a um processo que perturba o sistema, o princípio de Le Châtelier estabelece 
que o sentido que o sistema avança de volta para o equilíbrio é aquele que permite 
reduzir ao mínimo o efeito da perturbação (ATKINS e JONES, 2006; HARRIS, 2008), ou 
seja, quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio químico, este se desloca no 
sentido de anular a força aplicada.
Por exemplo, segundo o princípio de Le Châtelier quando se adiciona dicromato 
ao seguinte equilíbrio:
BrO3- + 2 Cr3+ + 4 H2O ⇌ Br- + Cr2O72- + 8 H+
a reação deverá se deslocar para a esquerda a fim de compensar o aumento da 
concentração de dicromato, que aparece no lado direito da reação.
Um equilíbrio muito utilizado para demonstrações é representado pela reação:
FeCl3 + 3 NH4SCN ⇌ Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl
porque o Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica. É fácil concluir que, 
deslocando-se o equilíbrio para a direita, ocorrerá uma intensificação na cor vermelho 
sangue do meio e vice-versa. 
Outro equilíbrio bastante interessante é o que ocorre com os cromatos (soluções 
amarelas) e os dicromatos (soluções alaranjadas), em solução aquosa. 
Cr2O72- + H2O ⇌ 2 CrO42- + 2 H+
Alaranjado Amarelo
Deslocando-se o equilíbrio para a direita, o meio tornar-se-á amarelo e para a 
esquerda, alaranjado (OLIVEIRA, 1986; GIESBRECHT, 1982; PIMENTEL e SPRATLEY, 
1974).
K = [NH 3]
2
[N2 ][H2 ]3
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais:

- tubos de ensaio
- espátula
- pipetas
- conta gotas
- proveta de 50 mL
- K2CrO4 a 1 %
- K2Cr2O7 a 0,5 %
- FeCl3 0,05 %
- NaOH a 0,5 %
- HCl a 5 %
- NH4Cl sólido
- NH4SCN 0,005 mol/L 

Procedimento Experimental 
Parte A 
- Em uma proveta de 50 mL, adicione 1 mL de solução de FeCl3, 1 mL de solução de 
NH4SCN e 38 mL de água. Agitar. Anotar as observações e a reação envolvida.
- Numere 4 tubos de ensaio colocando em cada tubo 10 mL da solução da proveta 
reservando o tubo 4 para comparação.
- Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de FeCl3. Agitar. Anote as observações, 
comparando a coloração obtida com a coloração da solução do tubo 4. 
- Ao tubo 2, adicionar NH4SCN sólido. Agitar. Compare com a cor da solução do tubo 4. 
Anote as observações. 
- Ao tubo 3, adicione uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agite e compare a 
coloração obtida com o tubo 4. Anote as observações. 
Parte B 
- Numere 4 tubos de ensaio.
- Nos tubos 1 e 2 coloque solução de K2CrO4 até 1/3 do seu volume e aos tubos 3 e 4, 
adicione quantidade semelhante de K2Cr2O7.
- Ao tubo 1 adicione cerca de 3 mL de solução de HCl e agite. Compare agora com a 
coloração da solução do tubo 2. Anote as observações.
- Ao tubo 3 adicione 3 mL de solução de NaOH. Agite e compare a cor obtida com a da 
solução do tubo 4. Anote as observações.
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
GIESBRECHT, E. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos. São 
Paulo: Ed. Moderna, 1982.
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008.
OLIVEIRA, É. A., Aulas Práticas de Química. 2ª ed. São Paulo: Ed. Moderna, 
1986.
PIMENTEL, G.C.; SPRATLEY, R.D., Química: um Tratamento Moderno. São 
Paulo: Ed. Edgard Blücher, 1974.
PRÁTICA 13 – ALGUNS EQUILÍBRIOS IÔNICOS TÍPICOS 
INTRODUÇÃO 
Os mesmos princípios utilizados em equilíbrios aquosos envolvendo a transferência 
de prótons podem ser aplicados ao equilíbrio que existe entre um sal sólido e seus íons 
dissolvidos em uma solução saturada. Através de cálculos de equilíbrio é possível prever 
a solubilidade de um sal e controlar a formação de precipitados. 
A solução resultante de um não-eletrólito sólido que se dissolve em água, contém 
apenas um tipo de espécie do soluto, ou seja, moléculas neutras. Por exemplo, uma 
solução saturada de sacarose, C12H22O11, apresenta apenas moléculas de sacarose em 
equilíbrio com excesso de soluto não-dissolvido. 
C12H22O11(s) → C12H22O11(aq) 
Quando um eletrólito sólido se dissolve em água, pelo menos dois íons são 
liberados para a solução. Assim, uma solução saturada de NaCl apresenta íons sódio e 
íons cloreto em equilíbrio com excesso de NaCl sólido [1,2]. 
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) 
A constante de equilíbrio para um equilíbrio de solubilidade entre um sólido e sua 
forma dissolvida é chamado de produto de solubilidade, Kps, do soluto. Por exemplo, 
consideremos o que acontece quando BaSO4 sólido é colocado em água. O sal irá se 
dissolver até atingir uma solução saturada do mesmo. 
BaSO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + SO42-(aq) 
Cuja constante de equilíbrio é dada pela equação: 
onde [Ba2+] e [SO42-] representam as concentrações dos íons Ba2+ e SO42- em solução e 
[BaSO4] representa a concentração de BaSO4 na fase sólida. Reescrevendo a equação: 
 A concentração de BaSO4, na fase sólida é constante e independe da quantidade 
de sólido presente segue-se que: 
K = [Ba
2+ ][SO42− ]
[BaSO4 ]
[Ba2+ ][SO42− ]= K[BaSO4 ]
Kps = [Ba2+ ][SO42− ]
 Nesta expressão, a constante Kps é chamado produto de solubilidade. O produto 
[Ba2+][SO42-] é chamado de produto iônico e será igual ao produto de solubilidade, Kps, 
quando tiver uma solução saturada em contato com excesso de BaSO4 sólido. 
 Para prever se um precipitado irá se formar a partir dos íons em dois eletrólitos que 
são misturados, deve-se analisar o quociente de reação, Qps, e o produto de solubilidade, 
Kps. Quando Qps é igual ou maior do que Kps ocorrerá a precipitação. Por exemplo, 
quando são misturados volumes iguais de soluções 0,2 mol/L de nitrato de chumbo(II) e 
iodeto de potássio é possível prever se ocorrerá a formação do precipitado PbI2. A 
equação simplificada para está reação é 
Pb2+(aq) + 2I-(aq) → PbI2(s) 
 No equilíbrio podemos considerar a reação acima da seguinte maneira: 
PbI2(s) ⇌ Pb2+(aq) + 2I- Kps = 1,4x10-8 
 Se Qps > Kps, a reação tenderá a produzir o reagente PbI2, ocorrendo dessa forma 
a produção de precipitado [1]. 
 Valores de produtos de solubilidade,calculados experimentalmente, para diferentes 
compostos, estão apresentados na Tabela 1. 
Tabela 1: Produtos de solubilidade a 25°C 
 Quando se tem metais pesados como chumbo e mercúrio, em águas residuais, 
estes podem ser removidos por precipitação na forma de hidróxidos, porém como são 
sais pouco solúveis e os íons estão em equilíbrio dinâmico com o sal sólido, os íons dos 
metais pesados continuam em solução. Para se remover estes íons restantes devemos 
aplicar o princípio de Le Châtelier, que diz que se aplicarmos um segundo sal ou ácido 
que forneça um dos íons – um íon comum – a uma solução saturada, então esta tenderá 
ao equilíbrio por diminuição da concentração dos íons adicionados, ou seja, a solubilidade 
do sal original diminui e ele precipita. A diminuição da solubilidade causada pela presença 
de um íon comum é chamada de efeito do íon comum [1-3]. 
 Uma solução saturada de cloreto de prata em água apresenta Kps = 1,6x10-10 a 
25°C, e a solubilidade molar de AgCl em água é 1,3x10-5 mol/L. Se a esta solução for 
adicionado cloreto de sódio, a concentração de íons Cl- aumenta. A concentração de íons 
Ag+ deve decrescer, para que a constante de equilíbrio se mantenha constante. Com a 
diminuição dos íons Ag+ na solução, a solubilidade do AgCl é menor em solução de NaCl 
do que em água pura. 
 Também é possível separar cátions diferentes em uma solução pela adição de um 
sal solúvel contendo um ânion com o qual eles formem sais insolúveis. Os sais formados 
devem ter solubilidades bem diferentes para que haja uma boa separação. Podemos 
tomar como exemplo a água do mar, que apresenta uma mistura de muitos íons 
diferentes. O íon magnésio pode ser precipitado pela adição de um íon hidróxido, 
entretanto, como outros cátions também estão presentes, as concentrações individuais 
dos íons e solubilidades relativas de seus hidróxidos determinam qual cátion irá precipitar 
primeiro dependendo da quantidade de hidróxido adicionada [1]. 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais:

- Na3PO4 0,2 mol/L
- NaCl 0,2 mol/L
- Na2S 0,2 mol/L
- AgNO3 0,2 mol/L
- NH4OH 1 mol/L
- BaCl2 0,1 mol/L
- Na2CO3 0,1 mol/L
- NH4Cl 2 mol/L
- AgNO3 0,4 mol/L
- NaC2H3O2 0,4 mol/L
- MgSO4 0,2 mol/L
- HCl 0,5 mol/L
- Membrana semipermeável
- CH3COONa

Procedimento Experimental 
	 1) Precipitação de sais pouco solúveis 
- Primeiramente, colocar algumas gotas de Na3PO4 0,2 mol/L, NaCl 0,2 mol/L e Na2S 
0,2 mol/L, respectivamente em 3 tubos de ensaio. Em seguida adicionar 1 ou 2 gotas 
de AgNO3 0,2 mol/L a cada tubo.
- Em outro tubo de ensaio, colocar 2 gotas de Na3PO4 0,2 mol/L, 4 gotas de H2O e 6 
gotas de AgNO3 0,2 mol/L. Agitar e permitir que o precipitado se deposite. Decantar o 
líquido sobrenadante, adicionar NH4OH 5 mol/L e agitar até que o sólido se dissolva 
completamente. Na solução resultante adicionar 2 gotas de Na2S 0,2 mol/L.
- Nos precipitados de Ag3PO4 e AgCl adicionar gotas da solução de Na2S 0,2 mol/L.
	 2) Efeito da concentração 
- Em um tubo de ensaio adicionar 4 gotas de AgNO3 0,4mol/L e 4 gotas de NaC2H3O2 
0,4mol/L. 
- Adicionar 2 gotas de NaC2H3O2 0,4mol/L e 50mL de água destilada em um béquer. 
Agitar e a seguir adicionar 2 gotas de AgNO3 0,4mol/L. 
- Em outro tubo de ensaio adicionar 4 gotas de AgNO3 0,2mol/L e 4 gotas de HC2H3O2 
0,2mol/L (o HC2H3O2 0,2mol/L pode ser preparado pela adição de uma gota de 
HC2H3O2 5mol/L a 24 gotas de água destilada). 
	 3) Efeito do íon comum 
- A uma solução aquosa de NH4OH 1mol/L, adicione algumas gotas de fenolftaleína, 
anote a coloração observada. A esta solução adicione solução de NH4Cl 2mol/L até que 
haja a mudança de coloração. Explique o que ocorre através das reações em equilíbrio 
após a adição do íon comum NH4+. 
- Adicionar a uma solução saturada se acetato de zinco algumas gotas de acetato de 
sódio. Observar a formação de precipitado. 
	 4) Equilíbrio químico de sais pouco solúveis 
 4.1) Preparo das suspensões de carbonato de bário e sulfato de bário 
 Em um béquer colocar 25 mL de carbonato de sódio 0,1mol/L e acrescentar 25 mL 
de cloreto de bário 0,1 mol/L. Em outro béquer adicionar 25 mL de sulfato de magnésio 
0,2 mol/L e 25 mL da solução de cloreto de bário. Agitar e observar a formação de um 
precipitado branco em cada uma delas. Deixar as soluções em repouso por 
aproximadamente 15 minutos para a decantação dos precipitados. Em seguida, transferir, 
cuidadosamente, o líquido sobrenadante presente nos dois béqueres para um béquer de 
250 mL (descarte), procurando conservar a maior massa possível de sólido dentro dos 
mesmos. 
 
 4.2) Teste da solubilidade dos precipitados em meio ácido (HCl 0,5 mol/L) 
 Adicionar em cada precipitado aproximadamente 20 mL da solução de HCl 0,5 mol/
L e observar se ocorre a solubilização dos precipitados. 
 
 4.3) Evidência de que o bário livre atravessa a membrana 
 Colocar as soluções em ácido nas membranas e estas colocar em um béquer de 
50 mL (identificados como 1 e 2), contendo 30 mL de água destilada. Esperar por 10 
minutos, agitando o líquido externo ocasionalmente. Em seguida, transferir 3 mL dos 
líquidos externos para dois tubos de ensaio (identificados como 1 e 2) e testar com 3,0 mL 
da solução de sulfato de magnésio reservada anteriormente. 
Questões 
1. A solubilidade de ZnS é 3,5 x 10 -12 mol L-1 a 25º C. Calcule o valor de Kps para ZnS 
nessa temperatura. 
2. A solubilidade do cloreto de chumbo é 1,6 x 10-2 mol L-1 a 25º C. Qual o valor de 
Kps para PbCl2 nessa temperatura? 
3. O valor do produto de solubilidade do cloreto de chumbo, PbCl2 , é 1,6 x 10-5 (a 
25 ºC).São misturados 5,0 mL de 0,02 mol L-1 de Pb(NO3)2 com 25 ml de 0,01 mol 
L-1 de HCl. Ocorrerá precipitação do PbCl2 ? Assuma que não ocorra 
supersaturação. 
4. Calcular a solubilidade em água (mol/L e g/100g) dos sais AgCl, Ag3PO4 e Ag2S. 
Esses valores são influenciados pela temperatura? 
5. Qual é a solubilidade molar aproximada de carbonato de cálcio em CaCl2(aq) 
0,20 M ? 
6. O Celobar é uma suspensão aquosa de sulfato de bário de concentração 1 g/mL e 
a dosagem recomendada para adultos é de 30 mL. Considerando as baixas 
solubilidades, em condições normais essa dosagem não seria suficiente para 
atingir a dose mínima letal de 2 a 3 mg de bário por quilo de tecido, mas em 2003, 
23 pessoas morreram intoxicadas devido a composição adulterada do Celobar. 
Baseado na terceira parte do experimento identifique por que a contaminção do 
Celobar com o carbonato de bário provocou a morte de um número significativo de 
pessoas? 
BIBLIOGRAFIA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
Russell, J. B. Química geral. 2ª edição, volume 2. São Paulo: Makron Books, 
1994. 
Mahan, B. H. Química: Um curso universitário, 2ª edição. São Paulo: Edgard 
Blücher LTDA, 1976.
Sene, J. J.; et al. Química Nova na Escola, nº 24, p. 43-45, 2006.