relatório 8 - eq heterogêneo

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UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA “JÚLIO MESQUITA FILHO” 
CAMPUS ARARAQUARA 
ENGENHARIA DE BIOPROCESSOS E BIOTECNOLOGIA 
 
 
 
 
 
 
CAMILA CALDERAN BEBBER 
JULIANA KUNIYOSHI DA COSTA 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIOS HETEROGÊNEOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARARAQUARA – SP 
JANEIRO 2021 
1. Introdução 
Uma característica geral que podemos atribuir as reações químicas é que elas são 
reversíveis. Sempre que uma reação química se inicia, ocorre a formação de produtos, 
que por sua vez reagirão entre si, contribuindo para uma reação reversível até que se 
atinja o equilíbrio dinâmico. O equilíbrio dinâmico acontece quando, em determinado 
intervalo de tempo, o número de moléculas ou íons compostos e decompostos são 
iguais. Cada reação em equilíbrio possui uma constante de equilíbrio (Kc) característica, 
que se modifica apenas com a variação da temperatura, entretanto se houver pelo menos 
um gás participando da reação, existirá também uma constante de pressão, simbolizada 
por Kp. 
O equilíbrio heterogêneo é quando ao menos uma das substâncias participantes da 
reação se encontra em um estado físico diferente das demais, geralmente no estado 
sólido. Sendo assim, o sistema não fica uniforme e é possível visualizar formação de 
precipitado. Em casos de equilíbrio heterogêneo não se deve levar em conta a constante 
de equilíbrio para a substância sólida, pois suas concentrações são constantes. 
No equilíbrio iônico, íons são adicionados com o propósito de alterar o equilíbrio 
para o fim desejado, sejam íons já existentes no sistema ou não. Se o íon adicionado já 
existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como o de qualquer 
substância que já existe na reação. Entretanto, se for adicionado uma espécie que não 
existe no sistema e a mesma reagir com alguma substância presente no equilíbrio, 
devemos estudar o efeito da diminuição desta segunda substância. 
O princípio de Le Chatelier enuncia que “Quando alguma condição que determina o 
equilíbrio é modificada, o sistema responde, no sentido de amenizar a perturbação 
sofrida”. Este princípio mostra que quando um sistema em equilíbrio sofre alterações, o 
mesmo buscará adquirir um novo estado que anule está perturbação, dessa forma haverá 
um deslocamento no equilíbrio favorecendo um dos sentidos da reação. Se este 
deslocamento favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o 
equilíbrio se deslocou para a direita, já se este deslocamento favorecer a reação inversa, 
ou seja, formação de reagentes, dizemos que este equilíbrio se deslocou para a esquerda. 
Existem três fatores que podem provocar esta alteração, sendo eles concentração, 
temperatura e pressão. 
A constante do produto de solubilidade (Kps) se refere ao produto das concentrações 
dos íons presentes em uma solução e a partir dela podemos classificar o comportamento 
do soluto em solução. Este comportamento pode gerar uma solução insaturada, saturada 
ou supersaturada. Quando dizemos que uma solução é insaturada, entende-se que 
contém uma quantidade de soluto inferior à solubilidade a uma determinada 
temperatura; quando a solução é dada como saturada, implica que o soluto dissolvido e 
o não dissolvido estão em equilíbrio dinâmico; já quando uma solução é supersaturada, 
a mesma contém uma quantidade de soluto superior a solubilidade em determinada 
temperatura. 
 
 
 
2. Objetivos 
Verificar o princípio de Le Chatelier a partir de compostos insolúveis de prata, que se 
caracterizam como equilíbrio heterogêneo. 
 
3. Materiais e Métodos 
3.1 Materiais 
 Na₃PO₄ 0,1 mol L⁻¹; 
 NaCl 0,1 mol L⁻¹; 
 (NH₄)₂S 0,1 , mol L⁻¹; 
 AgNO₃ 0,1 mol L⁻¹; 
 NH₄OH 5 mol L⁻¹; 
 AgNO₃ 0,4 mol L⁻¹; 
 CH₃COONa 0,4 mol L⁻¹; 
 Tubos de ensaio; 
 Água destilada; 
 Béquer; 
 Filtro de vidro; 
 Papel de filtro. 
 
 
3.2 Métodos 
3.2.1 Efeito da concentração e do íon comum no deslocamento de equilíbrios 
heterogêneos 
Primeiramente foram adicionadas 10 gotas de Na₃PO₄ 0,1 mol L⁻¹, NaCl 0,1 mol L⁻¹ 
e (NH₄)₂S 0,1 mol L⁻¹ respectivamente a 3 tubos de ensaio, em seguida adicionou-se 
também 10 gotas de AgNO₃ 0,1 mol L⁻¹ em todos os tubos e foram anotados os 
resultados. Feito isso, foram adicionadas algumas gotas da solução de (NH₄)₂S ao 
precipitado, obtido pela decantação do Na₃PO₄ e do NaCl. Foram anotados os 
resultados. 
Em outro tubo de ensaio foram adicionadas 10 gotas de Na₃PO₄ 0,1 mol L⁻¹ e 
AgNO₃ 0,1 mol L⁻¹, foi realizada a agitação do mesmo e aguardou-se a deposição do 
precipitado. Em seguida, o líquido sobrenadante foi decantado e adicionou-se 10 
gotas de NaCl 0,1 mol L⁻¹ e novamente foi feita a agitação do tubo. Feito isso, 
adicionou-se gota a gota, sob agitação, NH₄OH 5 mol L⁻¹ até o sólido se dissolver 
completamente. Por fim, foram adicionadas 2 gotas de (NH₄)₂S a solução resultante. 
Os resultados foram observados e anotados. 
3.2.2 Efeito da concentração no deslocamento do equilíbrio 
Em um tubo de ensaio, foram adicionadas 4 gotas de AgNO₃ 0,4 mol L⁻¹ e 
CH₃COONa 0,4 mol L⁻¹, os resultados foram observados. 
Em um béquer contendo 50 ml de água destilada, adicionou-se 4 gotas de 
CH₃COONa 0,4 mol L⁻¹ e foi realizada a agitação, em seguida foram adicionadas 4 
gotas de AgNO₃ 0,4 mol L⁻¹ ao mesmo béquer. Os resultados foram observados. 
Em outro tubo de ensaio, foram adicionadas 4 gotas de AgNO₃ 0,4 mol L⁻¹ e 4 gotas 
de CH₃COONa 0,4 mol L⁻¹. Os resultados foram observados. 
 
3.2.3 Efeito do íon comum 
Em um tubo de ensaio foram adicionados 5 ml de AgNO₃ 0,4 mol L⁻¹ e 5 ml de 
CH₃COONa 0,4 mol L⁻¹ e foi realizada a agitação. Em seguida a mistura resultante 
foi filtrada e o filtrado foi recolhido em um tubo de ensaio limpo. Por fim, foram 
adicionadas 8 gotas de solução saturada de CH₃COONa ao filtrado recolhido e foi 
feita a homogeneização. Os resultados foram observados. 
 
4. Resultados e Discussão 
4.1 Efeito da concentração e do íon comum no deslocamento de equilíbrios 
heterogêneos 
No primeiro tubo de ensaio, temos: 
Equação iônica completa: 
3 Na⁺ (aq) + PO₄³⁻ (aq) + 3 Ag⁺ (aq) + 3 NO₃⁻ (aq)  3 Na⁺ (aq) + 3 NO₃⁻ (aq) + Ag₃PO₄ (s) 
Equação iônica efetiva: 
3 Ag⁺ (aq) + PO₄³⁻ (aq)  Ag₃PO₄ (s) 
Equação geral: 
Na₃PO₄ (aq) + 3 AgNO₃ (aq)  3 NaNO₃ (aq) + Ag₃PO₄ (s) 
Houve formação de um precipitado com coloração amarela (Ag₃PO₄ (s)). 
 
No segundo tubo de ensaio, temos: 
Equação iônica completa: 
Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq) + Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)  Na⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq) + AgCl (s) 
Equação iônica efetiva: 
Ag⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)  AgCl (s) 
Equação geral: 
NaCl (aq) + AgNO₃ (aq)  NaNO₃ (aq) + AgCl (s) 
Houve formação de um precipitado com coloração branca (AgCl (s)). 
 
No terceiro tubo de ensaio, temos: 
Equação iônica completa: 
2 Na₄⁺ (aq) + S²⁻ (aq) + 2 Ag⁺ (aq) + 2 NO₃⁻ (aq)  2 NH₄⁺ (aq) + 2 NO₃⁻ (aq) + Ag₂S (s) 
Equação iônica efetiva: 
2 Ag⁺ (aq) + S²⁻ (aq)  Ag₂S (s) 
Equação geral: 
(Na₄)₂S (aq) + 2 AgNO₃ (aq)  2 NH₄NO₃ (aq) + Ag₂S (s) 
Houve formação de precipitado com coloração marrom escura (Ag₂S (s)). 
 
Após a adição de (NH₄)₂S aos tubos de ensaio 1 e 2: 
 
No primeiro tubo de ensaio, temos: 
2 Ag₃PO₄ (s) + 3 (NH₄)₂S (s)  3 Ag₂S (s) + 2 (NH₄)₃PO₄ (aq) 
Houve formação de um precipitado com coloração escura (Ag₂S (s)). 
 
No segundo tubo de ensaio, temos: 
2 AgCl (s) + (NH₄)₂S (aq)  Ag₂S (s) + 2 NH₄Cl (aq) 
Houve formação de um precipitado com coloração escura (Ag₂S (s)). 
 
Na segunda parte do experimento: 
Na₃PO₄ (aq) + 3 AgNO₃ (aq)  3 NaNO₃ (aq) + Ag₃PO₄ (s) 
Ag₃PO₄ (s) + 3 NaCl (aq)  3 AgCl (s) + Na₃PO₄ (aq) 
Houve formação de um precipitado com coloração branca (AgCl (s)). 
 
Em seguida: 
AgCl (s) + 2 NH₄OH (aq)  [Ag(NH₃)₂]Cl (aq) + 2 H₂O (l) 
Como o AgCl (s) é solúvel em amônia, o precipitado se dissolveu conforme o 
esperado. 
Sabendo que: 
AgCl (s) + 2 NH₃ (aq)  [Ag(NH₃)₂]⁺ (aq) + Cl⁻ 
2 Cl⁻ (aq) + 2 [Ag(NH₃)₂]⁺ (aq) + (NH₄)₂S (aq)  Ag₂S (s) + 4 NH₃ (g) + 2 NH₄Cl(aq) 
Houve formação de um precipitado com coloração escura (Ag₂S (s)). 
Para sabermos se haverá formação de precipitado, compara-se o produto iônico (Q) 
com o valor do equilíbrio de solubilidade (Kps). Quando o produto iônico é menor 
que o equilíbrio de solubilidade (Q < Kps) a solução é insaturada e o soluto 
encontra-se dissolvido completamente. Quando o Q = Kps, dizemos que a solução é 
saturada e o máximo de soluto já está dissolvido. Já quando o Q > Kps a solução 
encontra-se supersaturada e há formação de precipitado. 
 
4.2 Efeito da concentração no deslocamento do equilíbrio 
Primeira parte do experimento: 
AgNO₃ (aq) + CH₃COONa (aq)  NaNO₃ (aq) + CH₃COOAg (s) 
Houve formação de precipitado com coloração branca (CH₃COOAg (s) – acetato de 
prata). 
 
Segunda parte do experimento (béquer com água destilada): 
AgNO₃ (aq) + CH₃COONa (aq)  NaNO₃ (aq) + CH₃COOAg (s) 
 H₂O 
Devido à grande quantidade de H₂O presente no meio, o acetato de sódio dissocia-se 
na própria água destilada. Sendo assim, o equilíbrio desloca-se para a esquerda, sem 
formar precipitado (CH₃COOAg (s)) aparente. 
 
Terceira parte do experimento: 
AgNO₃ (aq) + CH₃COOH (aq)  HNO₃ (aq) + CH₃COOAg (s) 
Em teoria a reação acima deveria apresentar precipitado de coloração branca, devido 
a formação de CH₃COOAg (s). No entanto, ao realizar o experimento observa-se 
que não ocorre a formação de precipitado, visto que o acetato de prata acaba se 
dissolvendo no ácido nítrico. 
 
 
4.3 Efeito do íon comum 
Primeira parte do experimento: 
AgNO₃ (aq) + CH₃COONa (aq)  NaNO₃ (aq) + CH₃COOAg (s) 
Houve formação de precipitado com coloração branca (CH₃COOAg (s). 
 
Segunda parte do experimento: 
Mesmo realizando a filtração do CH₃COOAg sólido, parte dele que está dissociado 
(CH₃COO⁻ e Ag⁺) permanece no filtrado. 
 
Terceira parte do experimento: 
Ag⁺(aq) + CH₃COO⁻ (aq)  CH₃COOAg (s) 
 CH₃COO⁻ + Na⁺ 
Ao adicionar o CH₃COONa saturado, ou seja, dissociado (Q = Kps), aumentamos a 
quantidade de íons CH₃COO⁻ disponível, favorecendo o equilíbrio para a direita. 
Assim, ocorre a formação do precipitado com coloração branca CH₃COOAg (s). 
 
5. Conclusão 
Em suma dos experimentos realizados em laboratório, conclui-se que ao tomarmos 
conhecimento do valor de equilíbrio iônico (Q) e da constante de equilíbrio de 
solubilidade (Kps) podemos predizer se haverá ou não formação de precipitado. 
Além disso, verificou-se o princípio da lei de Le Chatelier com o efeito do íon 
comum. 
 
6. Referências 
FOGAÇA, Jennifer. Equilíbrios químicos homogêneos e heterogêneos. Brasil 
Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrios-
quimicos-homogeneos-heterogeneos.htm. Acesso em 02 de fevereiro de 2021. 
FOGAÇA, Jennifer. O Princípio de Le Chatelier. Mundo Educação. Disponível 
em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm. Acesso 
em 02 de fevereiro de 2021. 
DIAS, Diogo. O que é Kps?. Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-kps.htm. Acesso em 02 de 
fevereiro de 2021. 
Soluções. Mundo Vestibular. Disponível em: 
https://www.mundovestibular.com.br/estudos/quimica/solucoes/#:~:text=Na%20sol
u%C3%A7%C3%A3o%20saturada%20o%20soluto,solubilidade%20a%20uma%20
dada%20temperatura. Acesso em 02 de fevereiro de 2021. 
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. A. Química Geral: fundamentos. Ed. 01. São Paulo: 
ABDR, 2007. p. 438. 
Equilíbrio Químico. IOQ. Disponível em: 
https://ioq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p5.php. Acesso em 02 de 
fevereiro de 2021. 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm
https://www.mundovestibular.com.br/estudos/quimica/solucoes/#:~:text=Na%20solu%C3%A7%C3%A3o%20saturada%20o%20soluto,solubilidade%20a%20uma%20dada%20temperatura
https://www.mundovestibular.com.br/estudos/quimica/solucoes/#:~:text=Na%20solu%C3%A7%C3%A3o%20saturada%20o%20soluto,solubilidade%20a%20uma%20dada%20temperatura
https://www.mundovestibular.com.br/estudos/quimica/solucoes/#:~:text=Na%20solu%C3%A7%C3%A3o%20saturada%20o%20soluto,solubilidade%20a%20uma%20dada%20temperatura
https://ioq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p5.php