Relatório Química Analítica Qualitativa

Prévia do material em texto

Universidade de Sorocaba 
 Cidade Universitária (UNISO) 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE ATIVIDADES I 
 
 
 CINÉTICA DA REAÇÃO; EQUILÍBRIO QUÍMICO DE 
CROMATO/DICROMATO; PRINCÍPIO DE LE 
CHATELIER E CROMATO DE COBALTO; JARDIM 
QUÍMICO 
 
 
Química Analítica Qualitativa 
 
 
Integrantes do grupo NOTA 
ANA CAROLINA FERNANDES FAUSTINO (00096622) 
BRUNA MENDES ANTONIOLLI (00096869) 
CHAYANE SANTIAGO (00095878) 
NATALIA FREITAS (00097036) 
PAULA VENDRAMELLO PONTAROLLI (00097663) 
 
Prof.ª Drª Adriane de Medeiros Ferreira 
 
 
 
Sorocaba, 27 de março de 202
1 
 
 
SUMÁRIO 
1. PRÁTICA Nº 01 A - CINÉTICA DE REAÇÃO 3 
1 INTRODUÇÃO 3 
1.1 OBJETIVOS 3 
1.2 PARTE A1- INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA X TEMPO DE REAÇÃO 3 
1.2.1 MATERIAIS E MÉTODOS 3 
1.2.1.1 MATERIAIS 3 
1.2.1.2 REAGENTES 3 
1.2.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4 
1.2.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 4 
1.3 PARTE A2- INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL X TEMPO DE REAÇÃO 4 
1.3.1 MATERIAIS E MÉTODOS 4 
1.3.1.1 MATERIAIS 4 
1.3.1.2 REAGENTES 5 
1.3.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 5 
1.3.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 5 
1.4 PARTE A3- INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL X TEMPO DE REAÇÃO 6 
1.4.1 MATERIAIS E MÉTODOS 6 
1.4.1.1 MATERIAIS 6 
1.4.1.2 REAGENTES 6 
1.4.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 6 
1.4.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 6 
1.5 PARTE A4- INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO X TEMPO DE REAÇÃO 7 
1.5.1 MATERIAIS E MÉTODOS 7 
1.5.1.1 MATERIAIS 7 
1.5.1.2 REAGENTES 7 
1.5.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 7 
1.5.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 7 
1.6.4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 8 
2 PRÁTICA N° 01 - B - EQUILÍBRIO QUÍMICO DE CROMATO/DICROMATO 9 
2.1 INTRODUÇÃO 9 
2.2 OBJETIVOS 9 
2.3 MATERIAIS E MÉTODOS 9 
2.3.1 MATERIAIS 9 
2.3.2 REAGENTES 9 
2 
 
2.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 10 
2.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 10 
2.5 CONCLUSÃO 10 
2.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 11 
3 PRÁTICA N° 01- C – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER E O CLORETO DE COBALTO
 13 
3.1 INTRODUÇÃO 13 
3.2 OBJETIVOS 13 
3.3 MATERIAIS E MÉTODO 13 
3.3.1 MATERIAIS 13 
3.3.2 REAGENTES 13 
3.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 14 
3.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 14 
3.5 CONCLUSÃO 15 
3.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 15 
4 PRÁTICA Nº 02 JARDIM QUÍMICO 16 
4.1 INTRODUÇÃO 16 
4.2 OBJETIVOS 16 
4.3 MATERIAIS E MÉTODOS 16 
4.3.1 MATERIAIS 16 
4.3.2 REAGENTES 16 
4.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 17 
4.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 17 
4.5 CONCLUSÃO 17 
4.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
1. PRÁTICA Nº 01 A - CINÉTICA DE REAÇÃO 
 
1 INTRODUÇÃO 
Uma reação química ocorre quando a natureza ou composição da matéria é alterada. As 
partículas iniciais, sejam elas: moléculas, átomos, íons, etc. são desmontados e seus átomos se 
rearranjam, montando novas moléculas, aglomerados ou átomos. Ou seja, formando novas 
substâncias. Para que essas reações ocorram, é necessário que haja afinidade entre as moléculas e 
colisões entre as moléculas dos reagentes para a quebra de moléculas e rearranjo das novas. A cinética 
química estuda a velocidade com que essas reações ocorrem e os fatores que alteram essa velocidade. 
Entre eles estão: temperatura, pressão, superfície de contato e concentração dos reagentes. 
 
1.1 OBJETIVOS 
Estudar a cinética química com os reagentes sendo submetidos a diferentes temperaturas, 
superfícies de contato e concentrações. 
 
 
1.2 PARTE A1- INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA X TEMPO DE REAÇÃO 
 
1.2.1 MATERIAIS E MÉTODOS 
1.2.1.1 MATERIAIS 
- 3 béqueres de vidro de 50 mL; 
- Proveta de 100 mL; 
- Tela de amianto; 
- Tripé de ferro; 
- Bico de Bunsen; 
- Fósforo em palito; 
- Cronômetro; 
- Almofariz de louça; 
- Pistilo de louça. 
1.2.1.2 REAGENTES 
● 3 comprimidos efervescentes de ácido ascórbico (1 g/comprimido); 
● 100 mL de água destilada quente; 
● 100 mL de água destilada em temperatura ambiente; 
● 100 mL de água destilada gelada. 
4 
 
1.2.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Foram colocados 25 mL de água quente em um béquer de 50 mL. Em outro béquer, colocou-
se 25 mL de água gelada e no último béquer, 25 mL de água em temperatura ambiente. Os 
comprimidos efervescentes foram colocados dentro de cada béquer ao mesmo tempo para observar o 
tempo de reação em cada condição. 
 
1.2.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Figura 1 - Análise gráfica da dissolução dos comprimidos em água em diferentes temperaturas 
para observar o tempo de reação. 
 
A condição de dissolução do terceiro comprimido colocado em água quente se tornou a mais 
rápida. Isso ocorreu pelo aumento da temperatura da água, consequentemente o aumento da energia 
cinética das partículas do reagente, aumentando também a quantidade de colisões efetivas e a 
velocidade da reação. 
 
1.3 PARTE A2- INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL X TEMPO 
DE REAÇÃO 
 
1.3.1 MATERIAIS E MÉTODOS 
1.3.1.1 MATERIAIS 
- Papel toalha; 
- 2 béqueres de 100 mL; 
5 
 
1.3.1.2 REAGENTES 
- 100 mL de água destilada em temperatura ambiente; 
- 1 comprimido efervescente de ácido ascórbico (1g/comprimido) 
1.3.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Com o almofariz e o pistilo, triturou-se metade de um comprimido efervescente e o colocou 
dentro de um béquer contendo 50 mL de água. Em outro béquer, colocou-se a outra metade do 
comprimido efervescente sem triturar juntamente de 50 mL de água, simultaneamente para observar 
o tempo de reação. 
 
1.3.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Figura 2 - Análise gráfica da dissolução dos comprimidos para análise do tempo em relação a 
superfície de contato. 
 
A metade do comprimido que foi triturado se dissolveu mais rápido, pois os grãos oferecem 
maior superfície de contato com a água acelerando a velocidade da reação. A superfície de contato 
do comprimido triturado/pó é maior do que do comprimido inteiro/sólido, o tamanho da área de 
contato é um fator importante que dita a velocidade da reação. 
 
 
 
 
6 
 
1.4 PARTE A3- INFLUÊNCIA DA ÁREA SUPERFICIAL X TEMPO 
DE REAÇÃO 
 
1.4.1 MATERIAIS E MÉTODOS 
1.4.1.1 MATERIAIS 
- 2 tubos de ensaio; 
- Estante para tubos de ensaio; 
- Pipeta graduada de 15 mL; 
- 1 prego; 
- Pedaço de palha de aço 
1.4.1.2 REAGENTES 
- Solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,2mg/L. 
1.4.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Nos tubos de ensaio, pipetou-se 5 mL de CuSO4 em cada um. Em um deles, colocou-se um 
pedaço de palha de aço e no outro, um prego. Ambos para observar o tempo de reação. 
 
1.4.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Figura 3 - Análise gráfica das superfícies de contato e seus respectivos tempos de oxidação. 
 
7 
 
A palha de aço enferrujou primeiro, por ter mais energia superficial e pela sua superfície de 
contato maior que a do prego, isso é o aumento da frequência de colisões, maior é a quantidade de 
choques efetivos ocasionando a aceleração da reação. 
 
1.5 PARTE A4- INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO X TEMPO 
DE REAÇÃO 
 
1.5.1 MATERIAIS E MÉTODOS 
1.5.1.1 MATERIAIS 
- 3 béqueres de 50 mL; 
- Barbante; 
- 3 pregos; 
- 3 placas de Petri; 
- Cronômetro. 
1.5.1.2 REAGENTES 
- 20 mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) 1,0 mol/L; 
- 20 mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L; 
- 20 mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,01 mol/L; 
1.5.1.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Nos tubos de ensaio, colocou-se as soluções com suas respectivas concentrações e em cada 
um deles mergulhou-se um prego amarrado com o barbante. Descansou por um minuto. Após esse 
período, os pregos foram dispostos na placa de Petri para observar suas respectivas colorações. 
 
1.5.2 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Solução de CuSO4 (Sulfato de Cobre) 
Concentração Tempo Aparência 
1,0 mol/L 60 segundos Muito enferrujado 
0,1 mol/L 60 segundos Pouco enferrujado 
0,01 mol/L 60 segundos Muito pouco enferrujado 
Tabela 1 - Análise dos dados para a comparação de diferentes concentrações e quantidade de 
reação ocorrida. 
 
8 
 
O prego que foi imergido em 20 mL da solução de sulfato de cobre 1,0 mol/L teve 
visivelmentea maior corrosão em sua superfície, isso ocorreu pois, quando há o aumento da 
concentração da solução haverá também o aumento de moléculas presentes no mesmo espaço, 
acarretando mais colisões nesse intervalo de tempo, assim aumentará também os choques efetivos. 
1.6.3 Conclusões 
Portanto, nestes experimentos realizados acima e com a comparação dos dados retirados 
deles, concluímos que três fatores foram de grande importância para entendermos quimicamente os 
fenômenos que surgiram em cada experimento: temperatura, superfície de contato e aumento da 
concentração da solução. Todos esses fatores alteram a velocidade, acelerando ou retardando a reação 
final. 
1.6.4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1- Cinética das reações químicas. Disponível em: 
<https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2248214/mod_resource/content/0/PMT3206_13.
pdf>. Acesso em 17 de março de 2020. 
 
2- Cinética química. Disponível em: 
<http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-
%20Revis%C3%A3o.pdf>. Acesso em 17 de março de 2020. 
 
 
3- “Reações químicas" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2020. Consultado 
em 17/03/2020. Disponível na Internet 
em http://www.soq.com.br/conteudos/ef/reacoesquimicas/ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2248214/mod_resource/content/0/PMT3206_13.pdf
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2248214/mod_resource/content/0/PMT3206_13.pdf
http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-%20Revis%C3%A3o.pdf
http://www.quimica.ufpr.br/mparaujo/CQ092/Aula%2013%20-%20Revis%C3%A3o.pdf
9 
 
2 PRÁTICA N° 01 - B - EQUILÍBRIO QUÍMICO DE CROMATO/DICROMATO 
 
2.1 INTRODUÇÃO 
Equilíbrio químico é quando ocorre uma reação reversível com velocidade da reação direta 
igual à velocidade da reação inversa. No momento em que esse equilíbrio é conquistado, as 
quantidades de produtos e reagentes envolvidos na reação se tornam estáveis. Em reações químicas 
diretas, os produtos formam reagentes assim como o oposto. Em uma equação química são colocados 
os reagentes do lado esquerdo da equação, enquanto os produtos são colocados do lado direito após 
a seta. 
 
Aa + Bb ⇌ Cc + Dd (equação do equilíbrio químico) 
Sendo “a” e “b” reagentes e “c” e “d” produtos. 
 Durante a evolução da reação, os reagentes reduzem, ao mesmo tempo que os produtos 
aumentam, dessa forma, a velocidade da reação direta (v1) reduz e a velocidade da reação inversa 
(v2) aumenta. Diante dessa relação inversamente proporcional, chega um momento em que as duas 
velocidades se igualam (v1 = v2). 
Assim que alcança o estado de equilíbrio, a reação parece ter finalmente terminado, porém ela 
continua ocorrendo com velocidades iguais e concentrações entre reagentes e produtos constantes. 
 
2.2 OBJETIVOS 
Este experimento sobre equilíbrio químico tem por objetivo estudar com mais afinco as 
reações químicas que podem ser reversíveis e diagnosticar o motivo dessa reversibilidade. 
 
2.3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
2.3.1 MATERIAIS 
- 4 Tubos de ensaio; 
- 3 Provetas de 10 mL; 
- 3 Conta-gotas; 
 
2.3.2 REAGENTES 
- Solução de cromato de potássio 0,1 mol/L; 
- Solução de dicromato de potássio 0,1 mol/L; 
- Solução de nitrato de bário 0,1 mol/L; 
- Ácido clorídrico 1,0 mol/L; 
- Hidróxido de sódio 1,0 mol/L. 
 
10 
 
2.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Inicialmente, identificou-se um tubo de ensaio como “1” e o outro como “2”, ao tubo 1, foi 
adicionado 2 mL de solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Com um conta-gotas, 
pingou-se solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L, gota a gota, observando atentamente a 
mudança ocorrida. No tubo 2, foi adicionado 2 mL de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 
0,1 mol/L, com o segundo conta gotas, pingou-se gota a gota solução de hidróxido de sódio (NaOH) 
1,0 mol/L, observando a diferença. Ao tubo 1, depois da primeira reação, foram pingadas gotas de 
solução de NaOH 1,0 mol/L dessa vez, novamente observando as mudanças que ocorreram. Ao tubo 
2, depois da primeira reação, foram pingadas gotas de solução de HCl 0,1 mol/L dessa vez, sempre 
atentando aos detalhes das mudanças. Após as observações dos tubos 1 e 2, identificou-se os outros 
dois tubos de ensaio que restaram como “3” e “4”, ao tubo 3, foi adicionado 2 mL de solução de 
cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L, acrescentou-se ao tubo 3, 8 gotas de NaOH 1,0 mol/L, e 
em sequência foram pingadas algumas gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 mol/L, até que 
houvesse alguma alteração no tubo de ensaio. Ao tubo 4, foram adicionados 2 mL de K2Cr2O7 0,1 
mol/L, e em seguida 8 gotas de HCl 1,0 mol/L, na sequência acrescentou-se 40 gotas de Ba(NO3)2 
0,1 mol/L, até que fosse notada alguma diferença. No tubo 3, foi colocado HCl 1,0 mol/L gota a gota, 
sempre agitando o tubo cuidadosamente, até que se notasse diferença. No tubo 4 foi colocado NaOH 
1,0 mol/L gota a gota, sempre agitando o tubo cuidadosamente, até que se notasse diferença. 
 
2.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
No tubo 1, após acrescentar algumas gotas de HCl 1,0 mol/L, notou-se a mudança da cor 
amarela para a cor laranja, enquanto no tubo 2 foi o contrário, após o gotejamento de NaOH 1,0 mol/L 
no tubo 2, ocorreu a mudança da coloração laranja para o amarelo. E assim que os reagentes foram 
trocados (NaOH 1,0 mol/L no tubo 1 e HCl 1,0 mol/L no tubo 2), as mudanças ocorridas se 
desfizeram, voltando às suas colorações originais, ou seja, o tubo 1 voltou a ficar amarelo, enquanto 
o tubo 2 voltou a ficar laranja. 
No tubo 3, após acrescentar o NaOH 1,0 mol/L juntamente com o Ba(NO3)2 0,1 mol/L a 
solução passa a ter uma turbidez que antes não tinha, além de notar um corpo de fundo na parte 
inferior do tubo de ensaio. No tubo 4 não houve turbidez após a inserção do Ba(NO3)2 0,1 mol/L. Ao 
adicionar o HCl 1,0 mol/L no tubo 3, a solução passou de amarelo para laranja e de turvo para 
translucido, enquanto após adicionar NaOH 1,0 mol/L no tubo 4, a solução passou de laranja para 
amarela e de translúcida para turva. 
 
2.5 CONCLUSÃO 
Diante dessa troca de reações ocorridas nesse experimento, é possível perceber que nos tubos 
1 e 2 ocorre o equilíbrio do cromato e do dicromato de potássio da seguinte maneira: o HCl 1,0 mol/L 
mudou a cor do cromato de amarelo para laranja, e o NaOH 1,0 mol/L mudou a cor do dicromato de 
11 
 
laranja para amarelo, isso ocorreu pois os íons CrO4 2- (cromato) de cor amarela, e Cr2O7 2- 
(dicromato) de cor laranja, praticam equilíbrio químico quando estão em solução, podendo um se 
transformar no outro. Quando o íon cromato está em solução ácida, ocorre com maior facilidade a 
transformação em dicromato, e por isso o tubo 1 ficou laranja ao acrescentar HCl 1,0 mol/L, assim 
como o dicromato em solução básica tem maior facilidade em se transformar em cromato, e por esse 
motivo ao adicionar NaOH 1,0 mol/L no tubo 2, a solução passou a ficar amarela. 
Abaixo é possível observar as reações ocorridas no tubo 1 e 2: 
 
2 CrO4 2- (aq) + 2 H + (aq) ⇌ Cr2O7 2- (aq) + H2O (líq) (equação tubo 1) 
Amarelo Laranja 
 
Cr2O7 2- (aq) + 2 OH- (aq) ⇌ 2 CrO4 2 (aq)+ H2O (líq) (equação tubo 2) 
Laranja Amarelo 
 
Em relação ao tubo de ensaio 3 e 4, após a adição do Ba(NO3)2 0,1 mol/L, notou-se a formação 
de turbidez e precipitado no tubo 3, com cromato, enquanto no tubo 4 a solução continuou translúcida, 
mesmo com 40 gotas do nitrato. A precipitação ocorreu no tubo 3, pois ao reagir com o cromato de 
potássio 0,1 mol/L, o nitrato de bário 0,1 mol/L se transforma no cromato de bário (BaCrO4), (equação 
abaixo), substância altamente insolúvel em água, portanto precipitando. Como o cromato estava em 
solução básica, com NaOH 1,0 mol/L, o precipitado pôde serpercebido mais visualmente, o contrário 
aconteceu com o tubo 4, que ficou translúcido. Enquanto os tubos estavam propensos a não fazerem 
a troca dos íons cromato e dicromato, o precipitado ficou concentrado apenas no tubo 3, todavia ao 
fazer a troca dos reagentes (pingar ácido no tubo 3 e base no tubo 4) ocorreu o que era esperado, os 
íons se transformaram e no tubo 3 que antes estava com precipitado, através do ácido formou-se íons 
de dicromato, ocorrendo a dissolução do sólido, e a solução passou a ficar translúcida, enquanto no 
tubo 4, com a adição da base, formaram-se íons de cromato e a solução que antes era translúcida 
passou a ficar turva e com precipitado, afinal, o nitrato de bário reage com o cromato de potássio, 
como dito anteriormente. Além das mudanças ocorridas, houve também a troca de coloração devido 
às trocas dos íons, já que o cromato tem caráter amarelo e o dicromato laranja. 
 
Ba(NO3)2 (aq) + K2CrO4 (aq) ⇌ BaCrO4(s) + 2 KNO3 (aq) (equação tubo 3) 
 
 
2.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1- EDUCA MAIS BRASIL. Equilíbrio Químico. Disponível em: 
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/equilibrio-quimico. Acesso em: 17 mar. 2020. 
 
12 
 
2- IMAGENS DA TABELA PERIÓDICA. Nitrato de Bário reagindo com Cromato de Potássio. 
Disponível em: https://imagens.tabelaperiodica.org/nitrato-de-bario-reagindo-com-cromato-de-
potassio/. Acesso em: 17 mar. 2020. 
3- QUINTO, Hugo; FERNANDES, Ketheryn; PAWLOWSKI, Marcelo. Equilíbrio Químico. 
Universidade de Ouro Preto, Ouro Preto, nov./2014. Disponível em: 
<https://pt.slideshare.net/MarceloPawlowski/relatorio-9-quimica>. Acesso em: 17 mar. 2020. 
4- VIEIRA, Gabriel. Equilíbrio cromato/dicromato. Ponto Ciência, nov./2012. Disponível em: 
<http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/23323/Equilibrio%20cromato-
dicromato.pdf?sequence=1>. Acesso em: 17 mar. 2020. 
 
13 
 
 
3 PRÁTICA N° 01- C – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER E O CLORETO DE 
COBALTO 
 
3.1 INTRODUÇÃO 
Em 1884, o químico Henry Louis Le Chatelier descreveu uma generalização sobre o 
comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados, que era simples, porém de grande 
alcance. E foi chamada de Princípio de Le Chatelier e pode ser descrita como: 
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar procurando 
diminuir os efeitos dessa força” 
Esse princípio evidencia que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir 
um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, 
uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer 
a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. 
Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação 
de reagentes. 
Existem três fatores que provocam essas alterações, eles são: concentração, pressão e 
temperatura. 
Mas para essa prática, daremos enfoque ao fator temperatura. Onde com a aumento da 
temperatura, tem-se o equilíbrio deslocado para a reação endotérmica (absorção de calor). E com a 
diminuição da temperatura o equilíbrio é deslocado para o sentido da reação exotérmica (liberação 
de calor). E cada etapa com sua cor característica. 
 
3.2 OBJETIVOS 
Verificar o princípio de "Le Chatelier" através de um sistema em equilíbrio com a ação de 
um agente externo. 
 
3.3 MATERIAIS E MÉTODO 
3.3.1 MATERIAIS 
- Provetas de 5 mL; 
- Tubo de ensaio; 
- Banho de água quente; 
- Banho de gelo. 
 
3.3.2 REAGENTES 
- Cloreto de Cobalto Hexa-hidratado; 
14 
 
- Ácido Clorídrico Concentrado; 
- Água destilada 
 
3.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Inicialmente adicionou-se 0,3 g de cloreto de cobalto hexahidratado ao tubo de ensaio e, em 
seguida, 3 mL de água destilada. Posteriormente foram colocados 4,5 mL de ácido clorídrico 
concentrado. Observou-se certa mudança na tonalidade da solução. Foram tomados cuidados com a 
finalidade de evitar-se contato do ácido com a pele (é altamente corrosivo e libera vapores que, 
quando inalados, são tóxicos). Logo após foram acrescentados 2,0 mL de água destilada e notou-se 
nitidamente a diferença entre as cores no tubo. Agitou-se bem o tubo até que a solução se tornou 
violeta. O tubo foi aquecido e passando-se alguns minutos, notou-se mudança de cor. Resfriou-se o 
tubo e identificou-se novamente a mudança de cor. 
 
3.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Parte A 
Ao adicionar o cloreto de cobalto hexa-hidratado e a água destilada, observou-se a coloração 
rosa. 
E ao adicionar o ácido clorídrico concentrado na solução, houve uma mudança de cor notável, 
ficando um azul bem intenso. 
 Parte B 
Adicionou-se novamente água destilada, a solução e uma pequena parte começou a ficar rosa, 
ao agitar bem o tubo da solução a coloração passou a ser violeta (isso em temperatura ambiente, ainda 
sem esquentar ou resfriar). 
Parte C 
Aqueceu-se o tubo e a coloração voltou a ser azul. 
Parte D 
Ao resfriar o tubo, a cor passou de azul para rosa. 
Logo notou-se que: 
· A cor violeta se refere a temperatura ambiente; 
· A cor rosa, se refere ao processo resfriado (exotérmico); 
· E a cor azul, se refere ao processo aquecido (endotérmico). 
 
15 
 
3.5 CONCLUSÃO 
Por fim ao ser aplicado o princípio de Le Chantelier, foi possível observar os reagentes sendo 
influenciados pela variação da temperatura e a mudança das cores evidenciou esse processo de 
deslocamento do equilíbrio da solução. 
Com o aumento da temperatura, a solução absorveu calor (cor azulada) e seu equilíbrio 
deslocou-se para a direita, no sentido dos produtos. Já com a diminuição da temperatura, a solução 
liberou calor (cor rosa) logo seu equilíbrio se desloca para a esquerda, no sentido dos reagentes. 
E esse processo foi possível ser comprovado em prática, pois segundo o princípio, um sistema 
em equilíbrio ao ser perturbado (sofrer mudança de temperatura), ele tende a se deslocar para o 
sentido oposto afim de minimizar essa perturbação. 
 
3.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1- DOCSITY. Relatório QT - Experiência 7, Provas de Química. Disponível em: 
https://www.docsity.com/pt/relatorio-qt-experiencia-7/4895157/. Acesso em: 19 mar. 2020. 
 
2- MUNDO EDUCAÇÃO. Influência da Temperatura no Deslocamento do Equilíbrio 
Químico. Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/influencia-
temperatura-deslocamento-equilibrio-quimico.htm. Acesso em: 19 mar. 2020. 
 
3- MUNDO EDUCAÇÃO. O Princípio de Le Chatelier. Disponível em: 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm. Acesso em: 19 
mar. 2020. 
 
4- YOUTUBE. Equilíbrio Cloreto de cobalto. Disponível em: 
https://www.youtube.com/watch?v=UoZX2Hj2Eik. Acesso em: 19 mar. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
4 PRÁTICA Nº 02 JARDIM QUÍMICO 
 
4.1 INTRODUÇÃO 
 Jardim químico é uma reação que ocorre por meio da osmose, que se trata; Da 
passagem de solvente, de uma solução menos concentrada para uma solução mais concentrada, 
através de uma membrana semipermeável, até que a pressão exercida pela solução sobre a membrana 
possa impedir a passagem de solvente, sem gasto de energia. Esse processo tem por finalidade 
equilibrar a concentração da solução. 
 No momento em que os sais entram em contato com o silicato de sódio, conhecido 
também como vidro líquido, uma reação química, forma uma espécie de camada gelatinosa em volta 
deles: é a membrana semipermeável, camada que deixa passar água, mas não deixa passar o sal, nesse 
momento ocorre o fenômeno da osmose, causando com que o sal se concentre na membrana 
semipermeável, fazendo com que ela cresça e fique esteticamente parecida com um jardim. 
 
4.2 OBJETIVOS 
 
O experimento tem por objetivo, montar um jardim químico com sais, dissolvidos emsilicato 
de sódio já diluído em água (vidro líquido) e analisar as transformações químicas realizadas no 
experimento através da osmose e suas propriedades. 
 
4.3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
4.3.1 MATERIAIS 
- 01 Béquer de 250 mL; 
- Espátula. 
 
4.3.2 REAGENTES 
- Silicato de Sódio (Na2O3Si); 
- Cloreto de Níquel (II) / (NiCl2); 
- Sulfato de Cobre (II) / (CuSO4); 
- Cloreto de Sódio / (NaCl); 
- Cloreto de Cobalto / (CoCl2); 
- Sulfato Ferroso / (FeSO4); 
- Sulfato Férrico / (Fe2(SO4)3); 
- Água destilada. 
 
17 
 
4.3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
De início, em um béquer de 250 ml foi adicionado 100ml de silicato de sódio logo em seguida, 
com uma espátula para cada um dos sais, foi acrescentado um ao lado do outro, ao canto do béquer, 
pequenas quantidades dos seguintes sais: 
- Silicato de Sódio (Na2O3Si) 
- Cloreto de Níquel (II) / NiCl2; 
- Sulfato de Cobre (II) / CuSO4; 
- Cloreto de Sódio / NaCl; 
- Cloreto de Cobalto / CoCl2; 
- Sulfato Ferroso / FeSO4; 
- Sulfato Férrico / Fe2(SO4)3; 
Analisando os sais muito concentrados, adicionou-se mais 100ml de água destilada e então o Becker 
foi reservado. 
 
4.4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
De início não apareceram alterações na solução, os sais continuam concentrados no fundo do 
béquer, sem apresentar reação, após um período reservada, a solução começa a dar sinais de 
mudanças em sua estrutura, as substâncias começaram a subir e ficar "alongadas" cada uma com sua 
cor de início, porém em um formato esticado e pontudo. 
 
4.5 CONCLUSÃO 
Conclui-se que, o efeito observado no experimento é resultado do fenômeno da osmose, 
primeiramente, o silicato de sódio reage com os sais formando precipitado gelatinoso. Esse 
precipitado fica ao redor dos cristais, funcionando como uma membrana semipermeável. 
No caso do experimento, a concentração do sal dentro da membrana é muito maior que a de 
fora. Assim, a água de fora atravessa a membrana, esticando-a e, por fim, ela é rompida. Com isso, o 
silicato de sódio tem novamente acesso ao sal, que reage novamente e forma ainda mais precipitado. 
 
4.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1- EDUCADOR BRASIL ESCOLA. Jardim químico. Disponível em: 
https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/jardim-silicatos.htm. Acesso em: 24 
mar. 2020.