Relatório-equilibrio químico

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1 
 
INTRODUÇÃO 
 
O experimento realizado teve como objetivo verificar o conceito de equilíbrio 
químico. Para isto realizaram-se reações envolvendo o equilíbrio químico, em meio 
aquoso, do Cromato/Dicromato, reações de precipitações e formação de complexos. 
O equilíbrio químico é o estágio atingido por duas reações quando elas ocorrem com 
a mesma velocidade e acontecem simultaneamente em sentidos contrários, ou seja, 
quando a reação é reversível. Assim, depois de iniciada e antes que termine qualquer 
reação química, seus reagentes e produtos coexistem. 
Numa reação química reversível, à medida que os produtos são formados, parte deles 
reage formando, novamente, os reagentes [1] [2]. Esta dinâmica ocorre até que a 
concentração de reagentes e produtos permaneça constante e a velocidade das reações 
direta e inversa são iguais; este estágio é chamado de estado de equilíbrio. Nesta etapa 
observa-se experimentalmente que a relação a seguir assume um valor constante (Kc) [3], 
denominada constante de equilíbrio, para uma certa reação genérica: 
aA + bB ↔ cC +dD 
[C]c. [D]d 
 Kc = 
[A]a. [B]b 
 
Assim no estado de equilíbrio as velocidades das reações diretas e inversas são 
iguais: 
 
K1.[A].[B] = K2.[C].[D] 
[3] 
A composição de um dado equilíbrio pode ser alterada mudando-se as condições em 
que está o sistema. Assim, as alterações na temperatura, pressão e concentração dos 
componentes influenciam no equilíbrio das reações. Deste modo, ocorre um 
deslocamento no equilíbrio favorecendo a reação direta ou inversa, de maneira a 
minimizar os efeitos da alteração sofrida na situação de equilíbrio. Neste sentido, este é 
o tema do princípio de Le Chatelier, publicado em 1884: 
Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em 
equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”. 
Assim, as alterações na temperatura, pressão e concentração dos componentes 
influenciam no equilíbrio das reações e a constante de equilíbrio depende somente da 
temperatura e não se altera quando ocorre estas variações no sistema em equilíbrio. 
Influência da Concentração: Um aumento na concentração de um dos reagentes 
desloca o equilíbrio no sentido de consumir esse reagente, por outro lado, uma 
diminuição de um dos reagentes desloca o equilíbrio no sentido da formação do 
mesmo.[5] 
Influência da Pressão: Quando, a uma temperatura constante, aumenta-se a pressão 
sobre o equilíbrio gasoso, ele se desloca para o lado de menor volume (menor n° de mol) 
porque nesse sentindo há uma diminuição do número de mol de gás e, 
conseqüentemente, uma diminuição da pressão; por outro lado uma diminuição da 
pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior volume (maior n° de mol).[5] 
Influência da Temperatura: Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido da reação endotérmica (que absorve calor), já a diminuição da temperatura, 
favorece a reação que libera calor (reação exotérmica). 
2 
 
Outro conceito relacionado com o equilíbrio químico é a atividade. Esse novo 
conceito termodinâmico introduzido por G. N. Lewis, tem as mesmas dimensões da 
concentração. A atividade, a1, do componente A é proporcional a sua concentração 
efetiva [A] e pode ser expressa por: 
a1 = fa.[A] 
Em que fa é denominado coeficiente de atividade, o qual expressa a quantidade 
adimensional que varia de acordo com a concentração. 
Tomando a reação genérica como exemplo, também podemos expressar a constante 
de equilíbrio (Kc) em termos de atividade: 
Kc = ac.ad = fc[C].fd[D] = fc.fd . [C].[D] 
[6] 
 aa.ab fa[A].fb[B] fa.fb [A].[B] 
 
METODOLOGIA 
 
Materiais 
 Béquer; 
 Papel de Filtro; 
 Pipeta de Pasteur; 
 Pisseta; 
 Tubos de Ensaio; 
 Vidro de Relógio. 
 
Reagentes 
 Solução de NaOH 6,0mol/L; 
 Solução de HCl 6,0mol/L; 
 Solução de NH4OH 6,0mol/L; 
 Solução de NH4Cl 1,0mol/L; 
 Solução de K2CrO4 0,5mol/L; 
 Solução de Zn(NO3)2 0,1mol/L; 
 Solução de BaCl2 0,1mol/L; 
 Solução de Cu(NO3)2 0,1mol/L; 
 Sal de CuSO4.5H2O. 
 
 
 
 
3 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 Parte 1: Equilíbrio do Cromato/Dicromato 
 
a) Adicionou-se em um tubo de ensaio 2 mL da solução de K2CrO4 0,5mol/L, em 
seguida pingou-se 5 gotas de HCl 6,0mol/L, agitou-se e observou-se a reação. Logo 
após, adicionou-se algumas gotas de NaOH 6,0mol/L sob agitação. Por fim, novamente, 
adicionou-se 10 gotas de HCl 6,0mol/L e observou-se as alterações. 
 
 b) Adicionou-se em um tubo de ensaio 2 mL da Solução de K2CrO4 0,5mol/L, pingou-
se 10 gotas de BaCl2 0,1mol/L, agitou-se e observou-se a reação, logo após, adicionou-
se sob agitação algumas gotas de HCl 6,0mol/L, observou-se as alterações e então 
adicionou-se NaOH 6,0mol/L gota a gota. 
 
Parte 2: Equilíbrio de precipitação e formação de complexos. 
 
1. Formação de Hidróxido de Cobre e do Complexo [Cu(NH3)4]2
+ 
 
Adicionou-se em um tubo de ensaio 2 mL de Cu(NO3)2 0,1mol/L, pingou-se 1 gota 
de NH4OH 6,0mol/L, agitou-se e observou-se a reação. Então, adicionou-se NH4OH 
6,0mol/L em excesso. 
 
Testes: 
 
a) NH4
+: 
 
Em 1mL de solução de Cu(NO3)2 0,1mol/L adicionou-se 1mL de solução de NH4Cl 
1,0mol/L e observou-se as mudanças ocorridas. 
 
 
b) OH-: 
 
Em 2mL de solução de Cu(NO3)2 0,1mol/L adicionou-se 1mL de Solução de NaOH 
6,0mol/L e observou-se as mudanças ocorridas 
 
c) NH3: 
 
Em um béquer adicionou-se um pouco de sal de CuSO4.5H2O e , na capela, 
umedeceu um pedaço de papel de filtro com a solução de NH4OH 6,0mol/L e pendurou-
o no béquer sem que o tocasse o sal. Observou-se e anotou-se os resultados. 
 
 
2. Formação de Hidróxido de Zinco e do Complexo [Zn(OH)4]
2- 
 
Adicionou-se em um tubo de ensaio 2 mL de Zn(NO3)2 0,1mol/L, pingou-se 1 gota de 
NaOH 6,0mol/L, agitou-se e anotou-se os resultados. Continuou-se a adicionar NaOH 
6,0mol/L até a ocorrência de uma mudança. Adicionou-se, então, HCl 6,0mol/L gota a 
4 
 
gota e anotou-se os resultados, continuo-se adicionando HCl 6,0mol/L até a ocorrência 
de uma mudança. 
 
 
Resultados e Discussões 
 
Na primeira parte do experimento testou-se o deslocamento da reação em equilíbrio 
do Cromato/Dicromato e a do BaCrO4/Dicromato facilmente perceptível visualmente 
pela mudança de cor: 
 
1) 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) ↔ Cr2O7-2(aq) + H2O(l) [4] 
 
2) 2 BaCrO4(s) + 2 H+(aq) ↔ Cr2O72-(aq) + 2 Ba2+(aq) + H2O(l) [4] 
 
 
A tabela, a seguir, mostra as mudanças que ocorreram nos equilíbrios químicos 
 
Tabela 1. Evidências observadas no deslocamento da reação em equilíbrio 
Reagentes HCl 6 mol/L NaOH 6 mol/L BaCl2 0,1 mol/L 
K2CrO4 
0,5 mol/L 
A coloração da solução 
passou de amarelo para 
laranja 
a coloração da solução 
passou de laranja para 
amarelo 
Ocorreu 
formação de ppt. 
amarelo 
K2CrO4 
0,5 mol/L 
+ BaCl2 
0,1mol/L 
conforme foi adicionando, a 
coloração ficou laranja e o 
ppt. se dissolveu 
conforme foi adicionando, 
o precipitado amarelo 
voltou a se formar 
─ 
 
No equilíbrio 1 predominava a coloração amarela, dada pela maior concentração de 
CrO42-(aq) , em relação a concentração do Cr2O7-2(aq) ,quando adicionou-se ao sistema 5 
gotas de solução de HCl 6,0mol/L ocorreu uma mudança de coloração e a solução ficou 
laranja. 
O HCl em meio aquoso libera H+, com a sua adição ao sistema em equilíbrio 
aumentou-se a concentração de H+ que já existia no meio (um íon comum), o que 
provoca um deslocamento do equilíbrio para a direita. Nessa nova situação, o equilíbrio 
em solução apresentou coloração laranja devido ao aumento da concentração de 
Cr2O7-2. [5] 
Pelo princípio de Le Chatelier, o sistema em equilíbrio quando foi submetido à ação 
externa, aumentou a concentração de H+ e reagiu de maneira a minimizar os efeitosdessa ação, aumentando a velocidades da reação direta, deslocando o equilíbrio no 
sentindo de consumir o H+ e favorecendo a formação de Cr2O7-2 até que o equilíbrio 
fosse restabelecido. 
 Com a adição de algumas gotas de solução de NaOH 6,0mol/L ao sistema, ocorreu 
um novo deslocamento. Na solução de NaOH existiam íons OH- que consumiram os íons 
H+ presentes no equilíbrio. 
 
OH-(aq) + H
+ 
(aq) → H2O(l)
 [5] 
5 
 
 
 
A remoção dos íons H+ provocou um deslocamento para a esquerda, aumentando a 
velocidade da reação inversa, no sentindo de repor o seu consumo, resultando na cor 
amarela da solução devido a maior concentração de CrO42-(aq) em relação ao 
Cr2O7-2(aq).[5]. 
 
No equilíbrio 2 testou-se o efeito do pH sobre o equilíbrio do cromato de bário com 
uma solução saturada de íons. Com a adição da solução de BaCl2 a solução de K2CrO4, 
ocorreu a formação de precipitado amarelo de BaCrO4. 
 
CrO4
2-
(aq) + Ba
2+
(aq) → BaCrO4 (s) [4] 
 
O precipitado de BaCrO4 é insolúvel em água, mas solúvel em ácidos minerais 
diluídos. Com a adição de HCl os íons dicromato produzem o mesmo precipitado, mas, 
como se forma um ácido forte, a precipitação é somente parcial, ocorrendo a dissolução 
do precipitado e o equilíbrio se desloca no sentido de formação do Cr2O7
2- ,tornando o 
meio laranja. [6] 
 
Cr2O7
2-
(aq) + 2 Ba
2+
(aq) + H2O(l) ↔ 2 BaCrO4(s) + 2 H
+
(aq) 
O NaOH em meio aquoso sofre dissociação liberando OH- e a sua adição torna a 
precipitação quantitativa, deslocando o equilíbrio no sentido da formação do precipitado 
BaCrO4 para recompor o H+ consumido pelo OH- . 
 
Na parte 2 do experimento outras reações em equilíbrios foram testadas e as 
evidências do deslocamento das mesmas encontram-se na tabela 2. 
 
Tabela 2. Evidências observadas no deslocamento da reação em equilíbrio na 
segunda parte do experimento. 
 
 
Reagentes NaOH 6 mol/L 
NH4Cl 
1 mol/L 
NH4OH 6 mol/L 
HCl 
 6 mol/L 
Cu(NO3)2 
0,1 mol/L 
Conforme foi adicionando, 
formou-se um precipitado 
azul gelatinoso, o precipitado 
foi ficando verde água, e 
posteriormente verde escuro 
Solução azul 
clara 
Precipitado azul claro, 
conforme foi adicionando, 
mudou a coloração para roxo 
--- 
Zn(NO3)2 
0,1 mol/L 
Com uma gota, formou-se 
precipitado branco gelatinoso 
--- --- --- 
Zn(OH)2 
Conforme foi adicionando, o 
precipitado dissolveu-se 
--- --- 
formação de 
precipitado 
branco 
gelatinoso e 
com o 
excesso 
solubilizou 
6 
 
 
A adição da solução de NH4OH a solução de Cu(NO3)2 forma precipitado azul de 
Cu(OH)2, o excesso de NH4OH ao invés de deslocar o equilíbrio para a direita, 
favorecendo a precipitação provoca a dissolução do precipitado e forma o íon complexo 
[Cu(NH3)4]
2+ , devido a tendência do íon cobre, assim como os demais metais de 
transição formar complexos. [7] O sistema passa,então, a apresentar coloração roxa. 
 
Cu2+(aq) + 2 OH
-
(aq) ↔ Cu(OH)2(s) 
[6] 
Cu(OH)2(s) + 4 NH3(aq ↔ [Cu(NH3)4]
2+
(aq) 
[6] 
 
Em virtude dos testes realizados com NH4Cl 1 mol/L, NaOH 6 mol/L e gás NH3 
presente na solução de NH4OH 6 mol/L foi possível verificar que o gás amônia é 
responsável pela formação do íon complexo [Cu(NH3)4]
2+ . 
 
NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) 
Teste com NaOH 6 mol/L: formação de precipitado azul gelatinoso de Cu(OH)2 que 
escurece, a quente, devido a formação de CuO. 
 
Cu2+(aq) + 2 OH
-
(aq) ↔ Cu(OH)2 (s) 
Cu(OH)2(s) = CuO(s) + H2O(l) 
 
Teste com NH4Cl 1 mol/L: nada ocorreu, pois o CuCl2 é solúvel em água 
 
Cu2+(aq) + 2 Cl
-
(aq) ↔ Cu
2+
(aq) + 2 Cl
-
(aq) 
 
Teste com NH3: o gás NH3 em excesso provoca a formação do íon complexo 
[Cu(NH3)4]
2+ 
 
No caso do Zn(NO3)2, com a adição de NaOH 6 mol/L ocorre a formação de 
precipitado branco gelatinoso de Zn(OH)2, e o excesso de OH
- dissolveu o precipitado, 
formando o íon complexo [Zn(OH) 4]
2-
. O Zn, assim como o Cu, é um metal de transição 
e tem a capacidade de formar complexos, neste caso um hidroxo-complexo. [7] 
O [Zn(OH) 4]
2- é solúvel em meio alcalino e a adição de HCl provoca a sua 
precipitação novamente, porém o excesso de H+ causa a dissolução do precipitado 
devido o equilíbrio se deslocar no sentido de recompor o OH- consumido pelo H+. 
 
Zn2+(aq) + 2 OH
-
(aq) ↔ Zn(OH)2(s) 
Zn(OH)2(s) + 2 OH
-
(aq) ↔ [Zn(OH) 4]
2-
(aq) 
2 [Zn(OH)4]
2-
(aq) + 12 H
+
(aq) ↔ 2 Zn(OH)2(s) + 8 H2O(l) 
Zn(OH)2(s) ↔ Zn
2+
(aq) + 2 OH
-
(aq) 
H+(aq) + OH
-
(aq) ↔ H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
CONCLUSÃO 
Com os testes de deslocamento das reações em equilíbrio, pode-se verificar na prática 
o conceito de equilíbrio químico. Neste experimento, os sistemas em equilíbrio químico 
foram alterados pelas alterações nas concentrações dos reagentes e produtos. Essas 
alterações foram constatadas visualmente pela mudança de coloração e/ou precipitações 
provocadas pelas reações químicas. Também foi possível verificar a capacidade dos 
metais de transição formarem complexos e estudar os seus equilíbrios químicos. 
O equilíbrio não é somente alterado por influência das concentrações de reagentes e 
produtos, ele também sofre influência da temperatura e da pressão e através do 
experimento realizado foi possível compreender o deslocamento das reações em 
equilíbrio para que o valor da constante de equilíbrio (Kc) seja mantido independente 
das condições adversas submetidas sobre os sistemas em equilíbrio. 
 
REFERÊNCIAS 
 
[1] Química Total, Vol. Único, Ed. FTD S.A: São Paulo, 2001 
[2] Química e Sociedades, Vol. Único, Ed. Nova Geração: São Paulo, 2008 
[3] Nivaldo Baccan; Introdução a semi-microanalise qualitativa Editora da Unicamp: Campinas 1990. 
[4] Vogel, A. I.; Análise química Quantitativa, Ed. LTC: Rio de Janeiro, 2002. 
[5] Usberco & Salvador, Química, Físico Química, Vol. 2, Ed. Saraiva 
[6] A. Vogel – Química Analítica Qualitativa – Editora Mestre Jou, 5ª edição, pag: 30 e 33. 
[7] Apostila da disciplina de QG-109 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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