Experiência 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO__________________________________
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Objetivos
No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:
- Dada a equação química de um equilíbrio escrever a expressão para a constante de equilíbrio.
- Avaliar as influências das concentrações e da temperatura no equilíbrio (Princípio de
LeChatelier).
2. Introdução
A maioria das reações química é reversível. Os reagentes, A e B, reagem formando os
produtos, C e D, e no mesmo tempo os produtos reagem restituindo os reagentes. Qual destas
reações será favorecida depende das condições termodinâmicas.
Os principais fatores são:
a) A reatividade das substâncias envolvidas. Esta pode ser expressa em energia ou, sob condições
de pressão constante em entalpia, que é liberada ou consumida durante a reação.
b) A ocorrência ou disponibilidade das substâncias envolvidas. Em reações homogêneas, como as
deste experimento, a ocorrência é determinada pela concentração. Em soluções heterogêneas
(p.ex. reações na superfície de substâncias sólidas) é necessário respeitar, além disso, a posição
do centro reativo da molécula.
O princípio de Le Chatelier descreve como o equilíbrio químico pode ser manipulado por
fatores externos, sendo eles a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a
temperatura.
Assim a reação equilibrada
aA + bB ⇔ cC + dD , com ∆H > 0 (reação endotérmica)
pode produzir mais produtos C e D ao aumentar a temperatura ou ao aumentar a concentração de
A ou B.
Para sabermos quantitativamente para que lado tende uma reação em equilíbrio, definimos
uma constante de equilíbrio, K, que pode ser determinada em termos de concentração molar (Kc)
ou em termos de pressão parcial (Kp) das substâncias participantes da reação. Para a reação
genérica mostrada acima se define a constante de equilíbrio como:
Kc = [C]c.[D]d
[A]a.[B]b
3. Materiais:
Pipetas
Conta-gotas
Tubos de ensaio
K2CrO4, 0,1 mol/L
K2Cr2O7, 0,1 mol/L
HCl, 1,0 mol/L
NaOH, 1,0 mol/L
Ba(NO3) 2, 0,1 mol/L
Experiência 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO__________________________________
4. Procedimento Experimental:
DESCARTAR OS RESÍDUOS NO RECIPIENTE INDICADO.
4.1 Equilíbrio dos íons cromato CrO42- e dicromato Cr2O72A reação do cromato CrO42- (amarelo) para o dicromato Cr2O72- (laranja) é totalmente
reversível. Formulamos a reação e vemos que a concentração de prótons faz parte do equilíbrio.
2 CrO42- + 2 H+ ⇔ Cr2O72- + H2O
1. Coloque 20 gotas de cromato de potássio K2CrO4 em um tubo de ensaio, e 20 gotas de
dicromato de potássio K2Cr2O7 em outro tubo. Anote a cor de cada solução. Estes tubos
servem apenas para demonstrar a coloração das soluções.
2. Em outros dois tubos de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente, uma
solução em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH alternadamente em cada um dos tubos
até a mudança de cor em um deles. Anote as cores neste momento. Guarde essas soluções
para a etapa 5.
3. Repita o procedimento anterior e desta vez acrescente HCl gota a gota, alternadamente em
cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a etapa
4.
4. Acrescente gota a gota, NaOH a um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor. Anote a cor
final.
5. Em um dos tubos da etapa 2 acrescente gota a gota, HCl até a mudança de cor. Anote a cor
final.
4.2 Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO4(s) com uma solução saturada de seus íons.
BaCrO4(s) ⇔ Ba2+(aq) + CrO42- (aq)
1. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e acrescente, gota a gota, nitrato de bário,
Ba(NO3)2 até perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3.
2. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K2Cr2O7. Acrescente 2 gotas de HCl e depois
10 gotas de Ba(NO3)2. Anote se houve mudança de cor e/ou formação de precipitado. Guarde
esse tubo de ensaio para o item 4.
3. Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl até notar alguma alteração. Anote o
que observou.
4. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH até notar alguma modificação.
5. Em outro tubo de ensaio coloque 20 gotas de K2CrO4 e em outro tubo 20 gotas de K2Cr2O7.
Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 a cada um dos tubos.
Ao terminar, descarte o conteúdo dos tubos de ensaio nos recipientes indicados para os resíduos,
lave-os e deixe-os virados para baixo para escorrer a água.
Experiência 09 – EQUILÍBRIO QUÍMICO__________________________________
FOLHA DE DADOS
Equipe:________________________________________________________________________
___________________________________________________________Turma:_____________
Data____/____/_______
4.1 Equilíbrio dos íons cromato CrO42- e dicromato Cr2O72- (Anote cor das soluções)
1. CrO42-(aq) ______________________, Cr2O7 2-(aq)____________________________.
2. CrO42-(aq) + OH -(aq) ________________, Cr2O7 2-(aq) + OH-(aq) ________________.
3. CrO42-(aq) + H + (aq) _______________, Cr2O7 2-(aq) + H+(aq) ____________________.
4. Tubo da etapa 3 + OH-(aq) ________________.
5. Tubo da etapa 2 + H+(aq) _______________.
• Complete a equação CrO42- ⇒ Cr2O72-, acrescentando no lado adequado o número de íons H+
ou íons OH-e moléculas de H2O que indicam o correto equilíbrio.
• Complete e balanceie a equação acima, mas agora acrescentando íons OH- e moléculas de H2O
que indicam o correto equilíbrio.
4.2 Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO4(s) com uma solução saturada de seus íons (anote
mudanças de precipitado e coloração).
1. CrO42-(aq) + Ba2+(aq)____________________________.
2. Cr2O72-(aq) + H+(aq) + Ba2 +(aq)____________________________.
3. Tubo da etapa B.1 + H+(aq) ____________________________.
4. Tubo da etapa B.2 + OH-(aq) __________________.
5. a) Inversão da reação B.3___________________.
b) Inversão da reação B.4___________________.
6. CrO42-(aq) + Ba2+(aq)____________________.
Cr2O72-(aq) + Ba2+(aq) _____________________.