FACULDADES OSWALDO CRUZ

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

POR VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO

(Relatório número 11)

SÃO PAULO

2012

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Nome da Experiência: Deslocamento do equilíbrio químico por variação da

concentração

Número da Experiência 11 Data da Realização da Experiência 24/10/2012

Sub-turma de Laboratório A Número do Grupo 05

Nome: Bruno Félix Número: 15.12.067

Nome: Fernando Rodrigues Número: 15.12.085

Nome: Gabriela Gandra Número: 15.12.162

Nome: Rodrigo Victorino Número: 15.12.111

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1. Influência da concentração sobre o equilíbrio químico verificado por meio da

intensificação da coloração de um dos participantes.

Em um béquer contendo água destilada, foram adicionadas 4 gotas de solução de

tiocianato de amônio e 2 gotas de cloreto de ferro (III), de acordo com a seguinte reação:

FeCl3(aq) + 3 NH4SCN(aq) ↔ Fe(SCN)3(aq) + 3 NH4Cl(aq)

incolor vermelho-sangue

Nesta primeira etapa foi observada uma cor alaranjada, pendendo para o vermelho-

sangue, cor característica do produto formado, o tiocianato de ferro (III).

Em seguida, 20 mL desta solução foi dividida em cinco tubos de ensaio enumerados.

Ao tubo I, adicionamos 2 gotas da solução de cloreto de ferro (III), sendo observada uma

intensificação da cor alaranjada do conteúdo do tubo, pois aumentando a concentração

de cloreto de ferro (III), há um deslocamento do equilíbrio para a direita, favorecendo a

formação de tiocianato de ferro (III):

[FeCl3(aq)] + 3 NH4SCN(aq) ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq)

Ao tubo II, adicionamos 4 gotas de solução de tiocianato de amônio, sendo constatada

uma maior intensificação da cor do sistema. Da mesma forma, aumentando a

concentração de tiocianato de amônio, o equilíbrio é deslocado para a direita,

favorecendo a formação de tiocianato de ferro III:

FeCl3(aq) + [3 NH4SCN(aq)] ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq)

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Ao tubo III, adicionamos pequena porção de cloreto de amônio sólido, o qual consome

parte do cloreto de ferro III, com a baixa nessa concentração, o equilíbrio desloca-se para

a esquerda, favorecendo a formação do FeCl3. Pelo aumento da concentração de cloreto

de ferro (III) o sistema adquiriu aspecto incolor:

[FeCl3(aq)] + [3 NH4SCN(aq)] ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq)

Ao tubo de ensaio IV, foram adicionadas 2 gotas de solução de fluoreto de sódio, o qual

descoloriu o conteúdo do sistema, logo extraímos que parte do cloreto de ferro (III) foi

consumido nessa reação, formando o complexo hexafluorferrato (III), com a queda de sua

concentração o equilíbrio foi deslocado para o lado esquerdo, a fim de restabelecer sua

concentração inicial.

[FeCl3(aq)] + [3 NH4SCN(aq)] ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq)

No último tubo, V, foram adicionadas 2 gotas de solução de oxalato de amônio, este

consumiu parte do cloreto de ferro (III), houve o deslocamento do equilíbrio para a

esquerda. Com o favorecimento da formação de reagentes, o sistema adquiriu aspecto

incolor.

[FeCl3(aq)] + [3 NH4SCN(aq)] ↔ [Fe(SCN)3(aq)] + 3 NH4Cl(aq)

2. Influência da concentração sobre o equilíbrio quando um dos participantes é

pouco solúvel

Para esta etapa temos que soluções aquosas de dicromato são alaranjadas e as de

cromato possuem coloração amarela, de acordo com a equação:

2 CrO4²- + 2 H+ ↔ Cr2O7²- + H2O

amarelo laranja

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Em um tubo de ensaio adicionamos cerca de 2 mL de solução de cromato de potássio, a

qual possui coloração amarela. Adicionamos em seguida, ácido clorídrico diluído sob

agitação constante. Após a adição do HCl (íons H+), o equilíbrio foi deslocado para o

sentido do dicromato com o aumento da concentração hidrogeniônica promovendo a

formação de Cr2O72–, a concentração de íons provenientes do dicromato prevaleceu, e o

equilíbrio deslocou-se para direita, tendo a solução adquirido cor laranja.

2 CrO4²- + [2 H+] ↔ [ Cr2O7²-] + H2O

Em outro tubo de ensaio adicionamos cerca de 2 mL de cromato de potássio aquoso, o

qual possui coloração amarelada. Na sequência, foi adicionado gota a gota, hidróxido de

sódio diluído. Com a adição do NaOH houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido

do cromato, devido a presença de hidroxilas, promovendo a formação de CrO42–, o que

originou uma solução de coloração amarela e alcalina, pois o equilíbrio foi deslocado para

a esquerda.

[2 CrO4²-] + 2 H+ ↔ Cr2O7²- + [H2O]

-Assim concluímos que no equilíbrio cromato-dicromato, a adição de ácido (H+) favorece a

formação de dicromato (predominância da cor alaranjada) e, a adição de base (OH -)

favorece a formação de cromato (predominância da cor amarela).

O cromato de bário é consideravelmente mais solúvel em água do que o dicromato

de bário, a seguir testamos o comportamento do equilíbrio na presença de bário.

Adicionamos em um tubo de ensaio cerca de 2 mL da solução de dicromato de potássio e,

0,5 mL da solução de cloreto de bário. O conteúdo do tubo ficou ligeiramente turvo,

indicando a formação de um precipitado, o cromato de bário. Ao adicionarmos 1 mL de

ácido clorídrico, sob agitação, o sistema retomou seu aspecto límpido, indicando a

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dissolução do precipitado. O ácido favorece a formação de dicromato no equilíbrio, e este

reage com os íons bário, formando um composto ligeiramente solúvel.

A seguir, em um tubo de ensaio adicionamos 2 mL da solução de cromato de potássio e

cerca de 0,5 mL de cloreto de bário. Agitamos o sistema e, rapidamente pudemos notar a

formação de precipitado. A seguir, adicionamos 1 mL de NaOH, após agitação o sistema

ficou mais turvo que de início, pois a base favorece neste equilíbrio a formação de

cromato, o qual reage com os íons bário, dando origem a um composto insolúvel, que

neste caso se formou em maior quantidade.

Em um tubo de ensaio, adicionamos 2 mL de cromato de potássio, seguido de 0,5 mL de

cloreto de bário aquoso, rapidamente formou-se um precipitado. Adicionamos na

sequência 1 mL de ácido clorídrico diluído, que desloca o equilíbrio no sentido de

favorecer a formação de dicromato e, assim o precipitado existente foi dissolvido.

Em um outro tubo de ensaio, adicionamos aproximadamente 2 mL da solução de

dicromato de potássio, seguido de 0,5 mL de cloreto de bário aquoso. A solução

permaneceu com a coloração alaranjada e houve a formação de pequena quantidade de

precipitado. A seguir, adicionamos 1 mL de hidróxido de sódio, rapidamente o conteúdo

ficou visivelmente mais turvo e com coloração amarela. Os íons OH- favorecem a formação

de cromato, o qual juntamente com íons de bário, forma um composto insolúvel.

3. Efeito da concentração do ligante no equilíbrio envolvendo íons complexos de

cobalto

Em dois tubos de ensaio adicionamos duas gotas da solução de cloreto de cobalto. No

tubo I acrescemos um pouco de água destilada, tendo o sistema adquirido coloração

púrpura. E no tubo II, acrescentamos cerca de 2 mL de HCl concentrado, tendo o conteúdo

do tubo adquirido coloração azul intensa.

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Parte do conteúdo do tubo II (de coloração azul), foi transferida para um terceiro tubo, e

lentamente acrescida água destilada. O conteúdo aos poucos adquiriu a coloração do tubo

I, púrpura. Esse mesmo tubo foi aquecido cuidadosamente, e na medida que ocorreu a

evaporação da água, a cor púrpura deu lugar ao azul intenso, semelhante ao tubo II.

Para este equilíbrio temos a seguinte equação:

[CoCl4]2- + 6 H2O ↔ [Co(H2O)6]2+ + 4Cl-

Ao adicionar cuidadosamente HCl concentrado ao tubo de ensaio contendo solução de

cloreto de cobalto (II), observou-se aumento da temperatura e que a solução adquiriu

coloração azul, sendo que inicialmente possuía coloração rósea. Ao adicionar água ao

tubo de ensaio, observou-se que a solução voltou a possuir coloração rósea.

Ao aquecer um tubo de ensaio contendo cloreto de cobalto (II) hexahidratado cristalino

de coloração rósea, observa-se que a sua coloração muda para azul, indicando que o

equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl4.A reação ocorre da seguinte forma:

CoCl2.(6 H2O) ↔ CoCl2 + 6 H2O

O aquecimento da solução desloca-se o equilíbrio para direita, formando CoCl42- (azul). O

resfriamento da solução desloca o equilíbrio para esquerda no sentido do CoCl2.(6 H2O).

Isso mostra como a mudança de temperatura influencia em uma reação química. O calor é

tratado como se fosse um reagente químico, de acordo com os princípios de Le Chatelier.

Em uma reação exotérmica consideramos o calor como produto e em reação endotérmica

como reagente. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome excesso de reagente (ou

produto).

Referências bibliográficas

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BROWN, T.. Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice

Hall, 2005.