Experimento 3 - Equilibrio Quimico - Quimica - II Semestre

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Manual de Laboratório de Química Aplicada à Engenharia Profª Angela Costa 2013-1 
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ÁREA 1 - FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
 
Engenharia Ambiental e Sanitária 
Engenharia Civil 
Engenharia da Computação 
Engenharia de Controle e Automação 
Engenharia de Produção 
Engenharia Elétrica 
 
Manual de Laboratório – Química Aplicada à Engenharia 
Professores: Aldenor Gomes, Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Elecy Moreno, Luana Sena, 
 Maricleide Lima e Tatiana Oliveira. 
 
 
4
o
 Experimento – EQUILÍBRIO QUÍMICO - SISTEMA 
CROMATO/DICROMATO 
 
 
 
1) OBJETIVOS 
 
 
 Estudar o conceito de equilíbrio químico a partir do equilíbrio cromato-
dicromato; 
 Verificar a influência da concentração no deslocamento do equilíbrio; 
 
 
 
 
 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
 
Quando escrevemos uma equação química para representar uma reação 
química tendemos a escrevê-la no sentido em que os reagentes são 
transformados nos produtos, ou seja, no sentido direto: 
 
aA + bB cC + dD 
 
Os produtos, uma vez formados, podem voltar a se transformar nos reagentes 
originais, considerando o sentido inverso: 
 
cC + dD aA + bB 
 
 
Se essas transformações ocorrerem num sistema fechado, espontaneamente 
será alcançado um estado de menor energia, o que chamamos de equilíbrio 
químico, onde a equação que representa este estado pode ser escrita da 
seguinte forma: 
 
aA + bB cC + dD 
 
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A seta dupla significa que a reação é reversível, ou seja, ocorre nos dois 
sentidos. 
 
No inicio de um processo reversível, a reação ocorre no sentido do consumo 
dos reagentes e da formação dos produtos, porém, logo que se formam 
algumas moléculas do produto, a reação no sentido inverso começa a ocorrer 
também. Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de 
variar com o tempo, o processo atingiu o equilíbrio químico. Todos os 
sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações químicas 
continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade no sentido da 
formação dos produtos (sentido direto) e dos reagentes (sentido inverso), mas 
as suas concentrações se mantêm constantes. 
 
Uma vez estabelecido o equilíbrio químico, este pode ser representado 
quantitativamente através da constante de equilíbrio (Ke): 
 
 
Ke = [C]c [D]d 
 [A]a [B]b 
 
 
Onde: 
 
Ke = constante de equilíbrio em função da concentração dos produtos e 
reagentes; 
[C] = concentração do produto C em mol L-1 
[D] = concentração do produto D em mol L-1 
[A] = concentração do reagente A em mol L-1 
[B] = concentração do reagente B em mol L-1 
a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação 
 
OBS: Espécies nos estados sólido e líquido não entram na expressão de Ke, 
uma vez que suas concentrações praticamente não variam. 
 
 
Como os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, são passíveis de 
responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. 
Fatores como a concentração, temperatura e pressão levam os sistemas a tais 
mudanças interferindo nas condições de equilíbrio químico. Se uma reação 
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química está em equilíbrio, vai tender a permanecer nesse estado e se a 
reação química não estiver em equilíbrio vai tender a alcançar o equilíbrio. 
Esse é o princípio de Le Chatelier, que descreve a busca do sistema em 
reajustar-se, no sentido de diminuir os efeitos de qualquer perturbação que 
afete um sistema em equilíbrio. 
 
 
3) PRINCÍPIOS 
 
 
Uma maneira de acompanhar mudanças em sistemas em equilíbrio é a 
observação de alterações do meio reacional, como a cor, o que é possível 
quando existe no equilíbrio, pelo menos, uma espécie colorida. Íons cromato 
(CrO4
2-) são amarelos em solução aquosa, enquanto que íons dicromato 
(Cr2O7
2-) são alaranjados e a extensão em que uma espécie é convertida em 
outra depende do pH. Assim, a variação da concentração de íons H3O
+ afeta a 
acidez do meio, deslocando o equilíbrio desse sistema num sentido ou no 
outro. A reação simplificada é representada a seguir: 
 
 
2 CrO4
2- (aq) Cr2O7
2- (aq) 
 (amarelo) (laranja) 
 
 
Neste experimento você estudará o equilíbrio químico a partir da 
predominância do(s) reagente (s) ou do produto (s), observando as possíveis 
alterações de cor do meio reacional do sistema cromato (CrO4
2-) /dicromato 
(Cr2O7
2-). 
 
 
4) MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
Vidrarias e Diversos: Tubos de ensaio, proveta de 10 mL ou pipeta 
volumétrica de 5 mL, conta-gotas ou frascos conta-gotas, béqueres de 50 mL . 
 
 
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Reagentes e Soluções: Soluções de cromato de potássio (K2CrO4) 
1,0 mol L-1, ácido clorídrico (HCl) 6,0 mol L-1, hidróxido de sódio (NaOH) 
6,0 mol L-1, cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol L
-1. 
 
 
 
5) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
PARTE I: 
 
1. Tome um tubo de ensaio limpo e coloque 2,0 mL da solução de K2CrO4 
1,0 mol L-1. Acrescente a esta solução, gota a gota, 5 gotas da solução de 
HCl 6,0 mol L-1. Agite o tubo com cuidado e anote todas as observações. 
 
2. Adicione, em seguida, gotas da solução de NaOH 6,0 mol L-1, agite o tubo 
e anote todas as observações. 
 
3. Adicione, novamente cerca de 10 gotas de HCl 6,0 mol L-1 e observe e 
anote as mudanças. 
 
 
PARTE II: 
 
4. Tome outro tubo de ensaio limpo e adicione 2,0 mL da solução de K2CrO4 
1,0 mol L-1 e 10 gotas da solução de BaCl2 1,0 mol L
-1. Agite o tubo 
cuidadosamente e anote todas as observações. Verifique a formação de 
um precipitado amarelo e observe também a cor da solução sobrenadante. 
 
5. Adicione ao conteúdo do tubo, gota a gota, a solução de HCl 6,0 mol L-1, 
sob agitação, acompanhando as alterações que vão ocorrendo com o 
equilíbrio. Assim que perceber que nenhuma mudança está ocorrendo, 
comece a adicionar a solução de NaOH 6,0 mol L-1, gota a gota, e anote as 
alterações observadas. 
 
 
 
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6) TÓPICOS OBRIGATÓRIOS A SEREM DISCUTIDOS 
 
 
1. Os objetivos foram alcançados? Justifique se SIM ou NÃO. 
2. Explique os principais fenômenos observados no experimento. 
3. Os dados e observações obtidos estão de acordo com o esperado 
teoricamente? Justifique. 
4. Considerando a parte I, represente, por meio de uma equação química, 
a reação que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, 
considerando que há formação de água. 
5. Considerando a parte II, represente, por meio de uma equação química, 
a reação que ocorreu e explique porque ocorreu a dissolução do 
precipitado colorido formado. 
6. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para as reações 
das partes I e II. 
7. Explique como as concentrações das espécies presentes influenciou os 
equilíbrios das partes I e II. 
8. Pesquisar a aplicação dos princípios deste experimento no dia-a-dia (na 
residência, na indústria...). 
 
 
 
 
7- BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
 
1. MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. 1ª Edição. Campinas, SP, 
Editora Átomo, 2008. 
 
2. BRITO, M.A. et al. Roteiro de QMC 5119 – Introdução ao Laboratório de 
 Química. Florianópolis, UFSC, Departamento de Química, 2011. 
 
3. ARAÚJO, I. Equilíbrio Químico. Disponível em http://web.ccead.puc- 
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.p
df. Acessado em 17 de dezembro de 2011. 
 
 
http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf
http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf
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