EQUILÍBRIO QUÍMICO - quimica analitica

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Inconfidentes - MG 
2019 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Inconfidentes - MG 
2019 
 
1 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 
 
Relatório apresentado ao curso de 
Engenharia de Alimentos do Instituto 
Federal de Educação, Ciência e 
Tecnologia do Sul de Minas / 
Inconfidentes como pré-requisito para 
aprovação na disciplina de Química 
Analítica. 
 
Professora: ​Flaviane Aparecida de 
Sousa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Inconfidentes - MG 
2019 
 
2 
EQUIPE TÉCNICA 
 
 
Ingrid Rafaela Cioffi da Silva 
Isabelle Ribeiro Ferreira 
Marina Bueno Vintém 
Mateus Camargo 
Nayara Silva 
Verônica Lauria da Silva 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
RESUMO 
 
Através de diferentes perturbações em um sistema em equilíbrio tais como: 
aumento de temperatura e adição de reagentes, observou-se as mudanças que 
ocorreram visivelmente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO……………………………………………………………………..6 
2. OBJETIVO………………………………………………………………………….7 
3. MATERIAIS E MÉTODOS………………………………………………………...8 
3.1 MATERIAIS: EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER………………………………………………………………………...7 
3.2 REAGENTES : EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER………………………………………………………………………...7 
3.3 MATERIAIS: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO……………………………8 
3.4 REAGENTES: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO………………………….8 
3.5 METODOLOGIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER………………………………………………………………………....8 
3.6 METODOLOGIA: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO……………………….10 
4. RESULTADOS E 
DISCUSSÕES…………………………………………………12 
4.1 RESULTADOS E DISCUSSÕES: EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO 
DE LE CHATELIER………………………………………………………………..12 
4.2 RESULTADOS E DISCUSSÕES: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO……...14 
5. CONCLUSÃO……………………………………………………………………....16 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS…………………………………………......17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma das razões pelas quais as propriedades dos sistemas em equilíbrio são 
muito importantes é que todas as reações químicas tendem a alcançar um 
equilíbrio. De fato, se permitirmos que isso ocorra, todas as reações atingem o 
estado de equilíbrio, embora em alguns casos isto nem sempre seja evidente. Às 
vezes dizemos que a reação "foi completada". Mas, rigorosamente falando, não 
existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que 
reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas 
quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase 
impossível de se medir ( RUSSEL; 2002). 
A divisão das reações em duas categorias: reversíveis e irreversíveis, na 
verdade, é uma divisão de caráter prático; não existem realmente reações 
irreversíveis, todas as reações químicas ocorrem em ambos os sentidos, 
geralmente mostrando “preferência” por um dos sentidos, evoluindo para um estado 
final de equilíbrio, onde há, na maioria das vezes, predominância de “reagentes” ou 
de “produtos”, conforme as energias envolvidas. O que ocorre muitas vezes é que a 
mencionada “preferência” por um dos sentidos é tão pronunciada que, no equilíbrio, 
a concentração de “reagentes” é tão baixa que mal conseguimos detectar a 
presença desses reagentes; dizemos, aí, que a reação é irreversível 
(CONSTANTINO; et all 2004). 
Tem sentido, na prática, dizermos que certas reações são irreversíveis: se 
misturarmos os reagentes e, após algum tempo, ao analisarmos a mistura de 
reação, somente encontrarmos produtos, sem nenhum reagente, esta reação pode 
ser considerada, para todos os fins práticos, como irreversível. Mas se você quiser 
realmente compreender os fenômenos químicos, deve entender que o que 
realmente ocorre num caso assim é que o ponto de equilíbrio está tão deslocado no 
sentido da formação de produtos que a concentração dos reagentes fica abaixo da 
sensibilidade dos métodos analíticos utilizados; ao aumentar a sensibilidade dos 
métodos analíticos fica cada vez menos numeroso o conjunto de reações que 
6 
podem ser consideradas irreversíveis de acordo com esse critério (CONSTANTINO; 
et all 2004). 
Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação 
exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta 
perturbação. Este é o enunciado do princípio de Le Châtelier. Conforme o sistema 
se ajusta, "a posição de equilíbrio" muda. Isto significa que após o equilíbrio ter sido 
restabelecido, mais produtos reagentes aparecem, dependendo do que foi formado 
durante a mudança. Na equação escrita, um deslocamento favorecendo a formação 
de mais produtos é chamado "deslocamento para a direita” uma vez que os 
produtos se localizam do lado direito nas equações escritas. Um deslocamento 
favorecendo os reagentes é chamado "deslocamento para a esquerda" (RUSSEL; 
2002). 
 
2. OBJETIVO 
A primeira e a segunda parte teve como objetivo de analisar os efeitos 
causados em sistemas em equilíbrio mediante a diferentes perturbações. 
 
3. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
3.1 MATERIAIS : EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER 
 
● Conta-gotas 
● Suporte para tubo de ensaio 
● Provetas 
● Tubos de ensaio 
 
3.2 REAGENTES: EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER 
 
● Ácido clorídrico 1,0 mol/L 
● Hidróxido de sódio 1,0 mol/L 
● Solução de cloreto de bário 0,1 mol/L 
7 
● Solução de cromato de potássio 0,1 mol/L 
● Solução de dicromato de potássio 0,1 mol/L 
3.3 MATERIAIS: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO 
 
● Bastão de vidro 
● Béquer de 100 mL 
● Bico de Bunsen 
● Conta-gotas 
● Espátula 
● Funil de vidro 
● Papel de filtro 
● Pinça de madeira 
● Pipeta graduada de 5 mL 
● Pipeta graduada de 10 mL 
● Proveta de 100 mL 
● Suporte para funil 
● Tubo de ensaio 
 
3.4 REAGENTES: EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO 
 
● Água destilada 
● Hidróxido de cálcio 
● Solução de alcoólica de fenolftaleína 1% m/v 
 
 
3.5 METODOLOGIA : EQUILÍBRIO QUÍMICO - PRINCÍPIO DE 
LE CHATELIER 
 
Inicialmente identificou-se dois tubos de ensaio como 1 e 2. Mediu-se 2 mL 
de cromato de potássio (K​2​CrO​4​) na proveta e adicionou-se ao tubo 1. Depois com o 
auxílio do conta gotas, adicionou-se gota a gota (1 gota) de ácido clorídrico( HCl) 
agitando-o até perceber uma diferença. No tubo 2, mediu-se 2 mL de dicromato de 
8 
potássio (K​2​Cr​2​O​7​) 0,1 mol/L na proveta e adicionou-se ao tubo no que ficou laranja. 
Logo após, adicionou-se gotas a gota (12 gotas) de hidróxido de sodio (NaOH) 1,0 
mol/L agitando-o até perceber uma diferença. Observou-se e anotou-se todos os 
resultados. 
Posteriormente no tubo 1, adicionou-se gota a gota (3 gotas) de NaOH 1,0 
mol/L agitando-o e observou-se. Depois no tubo 2 adicionou-se gota a gota (1 gota) 
de HCL 1,0 mol/L agitando-o e observou-se. 
Em seguida, identificou-se outros dois tubos como 3 e 4. Mediu-se 2 mL deK​2​CrO​4 0,1 mol/L e adicionou-se ao tubo 3. Depois adicionou-se gotas a gota (8 
gotas) de NaOH 1,0 mol/L agitando-o tubo. Logo após adicionou-se gota a gota (1 
gota) de cloreto de bário (BaCl2) 0,1 mol/L agitando-o até perceber uma diferença. 
No tubo 4, adicionou-se 2 mL de K​2​Cr​2​O​7 agitando-o. Depois adicionou-se 8 gotas 
de HCl 1,0 mol/L agitando-o tubo. Logo após adicionou-se 40 gotas de BaCl ​2 0,1 
mol/L agitando-o. E por fim, no mesmo tubo adicionou-se NaOH 1,0 mol/L gota a 
gota (3 gotas) agitando o tubo até perceber uma diferença. Observou-se e 
anotou-se todos os resultados (figura 1). 
 
 
Figura 1 
 
 ​Fonte:​ Autoral 
 
9 
 
3.6 METODOLOGIA : EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO 
 
Primeiramente, com o auxílio de um béquer preparou-se 50 mL de uma 
solução saturada de hidróxido de cálcio, dissolveu-se bem com a ajuda do bastão 
de vidro. Preparou-se o suporte para funil, colocou-se o funil e adicionou-se o papel 
de filtro já dobrado. E filtrou-se a solução (figura 2). Com o auxilio de uma pipeta 
graduada de 10 mL colocou-se 10 mL da solução em um tubo de ensaio, 
adicionou-se gota a gota (1 gota) da solução fenolftaleína e observou-se a cor rosa 
indicativa no meio básico. Em seguida, usou-se uma pipeta, soprou-se na solução 
contida no tubo de ensaio (figura 3), borbulhando até ocorrer a formação de um 
precipitado branco. Borbulhou-se por 5 minutos, observou-se uma diminuição na 
quantidade de precipitado e uma mudança na coloração do indicador de vermelho 
para incolor. 
 
 Figura 2 Figura 3 
 
Fonte:​ Autoral ​Fonte:​ Autoral 
Depois em um tubo de ensaio diluiu-se 3 mL da solução saturada de 
hidróxido de cálcio, inicialmente preparada, completou-se o volume com água 
destilada até 10 mL. Adicionou-se gotas (10 gotas) da solução de fenolftaleína e 
soprou-se novamente com o auxílio de uma pipeta, borbulhando por 20 segundos, 
até ocorrer uma a turvação da solução (figura 4). Continuou borbulhando por 30 
10 
segundos, até observar a redissolução do precipitado que formou-se a mudança na 
coloração do indicador de vermelho para incolor (figura 5). 
 Figura 4 ​ ​Figura 5 
 
Fonte:​ Autoral ​Fonte:​ Autoral 
 
Em seguida, dividiu-se o volume dessa solução em dois tubos de ensaio. No 
primeiro tubo, aqueceu-se com o auxílio do bico bunsen até a ebulição por alguns 
segundos (figura 6), quando ocorreu-se o retorno da turvação da água de cal e 
simultaneamente o retorno da cor vermelha do indicador (figura 7). No segundo tubo 
de ensaio, adicionou-se gota a gota (77 gotas) solução saturada de Ca(OH)​2 até 
retornar a turvação da solução e a cor vermelha do indicador (figura 8). 
 Figura 6 ​ ​Figura 7 ​ ​Figura 8 
 
 ​Fonte:​ Autoral ​Fonte:​ Autoral ​ Fonte:​ Autoral 
11 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
4.1 RESULTADOS E DISCUSSÕES: EQUILÍBRIO QUÍMICO - 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
 
Numa reação reversível, o aumento da concentração de uma substância 
desloca o equilíbrio para o lado oposto. já quando a concentração de uma 
substância diminui o equilíbrio se desloca para o mesmo lado da mesma. Com isso, 
as seguintes observações foram feitas: 
Na primeira parte do experimento, uma solução de 2 mL de cromato de 
potássio (K​2​CrO​4​) foi adicionada à um tubo de ensaio, em seguida ácido clorídrico 
(HCl) foi adicionado e logo na primeira gota já se observou uma mudança de cor de 
amarelo para alaranjado. 
No segundo tubo de ensaio, uma solução de 2 mL de dicromato de potássio 
(K​2​CR​2​O​7​) foi adicionada à um tubo de ensaio, em seguida hidróxido de sódio 
(NaOH) e na décima segunda gota percebeu- se uma alteração na cor da 
substância de alaranjado para amarelado. 
Na segunda parte do experimento, pegou- se o mesmo tubo 1 e gotas de 
hidróxido de sódio (NaOH) foi adicionado, na terceira gota percebeu que a cor 
tornou a ser amarelada. No tubo dois o mesmo procedimento foi feito, adicionando 
gotas de ácido clorídrico (HCl) e percebendo uma alteração, voltando a ser 
alaranjada a substância. 
No terceiro tubo de ensaio, foi adicionado 2mL de cromato de potássio 
(K​2​CrO​4​) e 8 gotas de hidróxido de sódio (NaOH), sem alteração em sua cor 
amarela até aí, após com a adição de 1 gota de cloreto de bário (BaCl2), a solução 
continuou amarelada, porém com a textura leitosa, densa e se tornou alaranjada 
após a adição de 6 gotas de ácido clorídrico (HCl). 
No quarto tubo, uma solução com 2mL de dicromato de potássio (K​2​Cr​2​O​7​) e 
8 gotas de ácido clorídrico (HCl), onde não houve alteração na cor laranja do meio, 
após adicionou-se 40 gotas de cloreto de bário (BaCl2), onde novamente deixou 
uma textura leitosa na solução e também na cor alaranjada e por fim, com 3 gotas 
12 
de hidroxido de sódio (NaOH), a solução continuou leitosa e laranja, porem com um 
precipitado no fundo. 
No experimento: 
 
Quando adicionamos o HCl à solução de K​2​CrO​4​ , percebemos uma mudança 
de cor na solução, de amarela para alaranjada. O contrário foi observado quando 
adicionamos o NaOH à solução de K​2​Cr​2​O​7​ , que mudou de alaranjada para 
amarela. 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. Este equilíbrio pode ser representado pelas equações 1 e 2. 
Quando adicionamos o cloreto de bário (BaCl2) às soluções de K ​2​CrO​4​ e 
de K​2​Cr​2​O​7​ , percebemos, em ambas, a formação de um precipitado. Porém, na 
solução laranja de K​2​Cr​2​O​7​ , percebemos a formação de maior quantidade do 
precipitado do que na solução amarela de K​2​CrO​4​ . A prova disso está no fato de 
que, ao adicionarmos o cloreto de bário (BaCl2) à solução de CrO4 2-, ainda assim 
percebemos a formação do precipitado. Note que, antes de adicionarmos o cloreto 
de bário (BaCl2), adicionamos HCl, de forma a produzir a maior quantidade de 
Cr2O7 2- possível. A adição de NaOH, posterior à adição de cloreto de bário 
(BaCl2) , favorece a formação de CrO4 2-, e por isso mais precipitado de BaCrO4 é 
formado. 
2CrO​4​2 ​ + 2H​+​ ⇋ Cr​2​O​7​2- ​ + H​2​O 
amarelo alaranjado 
13 
Cr​2​O​7​2- ​ + 2OH​-​ ⇋ 2CrO​4​2 ​ + H​2​O 
alaranjado amarelo 
CrO​4​2- ​(aq) + Ba​2​+ ​ ⇋ BaCrO​4​ (s) 
4.2 RESULTADOS E DISCUSSÕES : EQUILÍBRIO 
HETEROGÊNEO 
 
Equilíbrios químicos heterogêneos são aqueles em que os reagentes e os 
produtos estão em fases diferentes.Com isso,algumas observações foram feitas 
nessa prática: 
Na primeira parte foi preparada uma solução de Hidróxido decálcio ​Ca(OH)​2 e 
logo em seguida foi filtrada. Após isso,foi adicionado 10 mL da solução em um tubo 
de ensaio e acrescentada uma gota de fenolftaleína.E assim,foi possível notar que a 
solução ficou rosa ,depois foi usado uma pipeta na solução contida no tubo e 
soprada por cinco minutos até que houve a diminuição do precipitado e para a 
coloração do indicador vermelho para incolor. 
Na segunda parte, a solução preparada com 3 mL de Hidróxido de sódio 
(NaOH) mais 7 mL de água destilada depois disso, foi colocado 10 gotas de 
fenolftaleína, pode perceber que a solução passou para um esbranquiçado 
rosa.Após isso, foi soprada por 20 segundos e com 2 segundos já foi possível 
perceber que a cor já tinha sumido. Em seguida, a solução foi dividida em duas 
partes nos tubos de ensaio. Uma com aquecimento de 10 minutos até a ebulição e 
dessa forma ocorreu o retorno da turvação da água de cal e simultaneamente o 
retorno da cor vermelha do indicador.E no segundo tubo adicionou-se 77 gotas de 
Hidróxido de cálcio ​Ca(OH)2 até que enfim retornasse a turvação da solução e a cor 
vermelha do indicador. 
 
No experimento: 
14 
Com a introdução de gás carbônico nas soluções de hidróxido de cálcio, 
formando o íon carbonato, da seguinte forma: 
 
CO ​2​(g) + 2OH​–​(aq) ⇋ CO​3​2–​(aq) + H​2​O(l) 
 
Na presença de íons Ca​+2​, o íon carbonato leva à formação de um precipitado 
de carbonato de cálcio, da seguinte forma: 
 
Ca ​+2​(aq) + CO​3​2–​(aq) ⇋ CaCO​3​(s) 
 
Continuando o borbulhamento do gás carbônico, ocorre a dissolução desse 
precipitado, devido à formação do íon bicarbonato: 
 
CaCO​3​(s) + CO​2​(g) + H​2​O(l) ⇋ Ca​+2​(aq) + 2HCO​3​-​(aq) 
 
Finalmente, o aumento da temperatura da solução após dissolução do 
precipitado causa a precipitação do carbonato de cálcio devido à diminuição da 
solubilidade do dióxido de carbono no sistema. Isto é, a concentração de gás 
carbônico diminui bastante. Adicionalmente, uma pequena contribuição para essa 
precipitação pode ser atribuída ao fato de a solubilidade do carbonato de cálcio, ao 
contrário do que acontece na maioria dos sais, diminuir com a temperatura. 
 
Nas caldeiras: 
A saturação é um fator determinante para a formação de incrustações. Esta 
pode ser alcançada através da solubilidade ou pelo índice de saturação do meio. 
Para que haja a formação dos precipitados e, assim, ocorrência das 
incrustações, é necessário que ocorram os processos de supersaturação da 
solução, nucleação, crescimento dos cristais e adesão dos mesmos à superfície. 
A precipitação dos sais incrustantes ocorre quando seus produtos de 
solubilidade são ultrapassados. Além da variação da pressão e temperatura, 
deve-se levar em conta a influência de agitações e evaporação que, poderão 
maximizar a precipitação do sal excedente, tornando o meio quimicamente estável. 
15 
O ácido carbônico é formado pela ação das bactérias sobre as fontes de 
matéria orgânica presentes no reservatório que por sua vez dissolve o carbonato de 
cálcio das rochas para formar bicarbonato de cálcio solúvel. 
 
 CaCO​3​(s) + H​2​CO​3​(aq) ⇋Ca​+2​(aq) + 2HCO​3​-​(aq) 
 
O dióxido de carbono (CO​2​) está presente nos campos de óleo e gás e 
encontra-se em equilíbrio nas fases aquosa, gasosa e orgânica (óleo). No processo 
de produção, a diminuição da pressão perturba este equilíbrio e o dióxido de 
carbono dissolvido na água é deslocado para as fases do óleo e do gás. Assim, o 
pH da solução aquosa aumenta, e a solubilidade, com relação ao carbonato diminui 
rapidamente, levando à precipitação do carbonato com íons divalentes, mais 
comumente o cálcio (CaCO​3​). 
 
 Ca ​+2​(aq) + 2HCO​3​-​(aq) ⇋ CaCO​3​(s) + H ​2​O(l) + CO​2​(g) 
 
Ou seja, a relação que há entre o experimento e as incrustações é que com a 
presença do gás carbônico (CO​2​) há a precipitação de carbonato de cálcio (CaCO ​3​), 
que por sua vez é dissolvido, formando o íon bicarbonato (2HCO​3​). Em seguida, 
com o aumento da temperatura há novamente a precipitação de carbonato de 
cálcio (CaCO​3​). 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Conclui-se que a partir da prática realizada, foi possível evidenciar o 
equilíbrio químico, comprovando o Princípio de Le Chatelier. Em reações 
reversíveis, provou-se o efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio 
das mesmas, ou seja, em alguns casos o equilíbrio pode ser facilmente alterado e 
revertido. O efeito da pressão não pode ser evidenciado na prática uma vez que 
para realizar tal experimento seria necessário um aparato muito difícil de manusear, 
da mesma forma que trabalhar com gases é muito trabalhoso e complicado. 
16 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] CONTANTINO, Maurício Gomes et al. Fundamentos da Química 
Experimental,2004. 
 
[2] RUSSELL, John B.. ​Química Geral. ​Londres: Pearson, 2002 
 
[3] ​CASTRO, Bruno Barbosa. ​AVALIAÇÃO DA CORROSÃO EM OPERAÇÕES DE       
REMOÇÃO DE INCRUSTAÇÕES CARBONÁTICAS. ​2015. 81 f. Dissertação        
(Mestrado) - Curso de Engenharia Metalúrgica e de Materiais, Universidade Federal                     
do Rio de Janeiro, Rio de Janeiro, 2015. 
17