1) O experimento verificou a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através de reações químicas. 2) Ao adicionar cromato de potássio ao nitrato de prata, formou-se cromato de prata insolúvel. Ao adicionar ácido oxálico, formou-se oxalato de prata pouco solúvel. 3) Ao adicionar HCl a solução de cromato de potássio tornou-se alaranjada e ao adicionar NaOH tornou

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA
DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA
EXPERIMENTO 7
Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário
Professor(a): Andréa Ferraz
Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica
Data: 06 de Julho de 2014

2. EXPERIMENTO 7: EQUILÍBRIO QUÍMICO
INTRODUÇÃO
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema
fechado param de variar com o tempo é chamado equilíbrio químico. Ele ocorre quando
as reações opostas acontecem em velocidades iguais.
A velocidade que os produtos são formados a partir dos reagentes é a mesma que os
reagentes são formados a partir dos produtos. Para que isso aconteça, nem os reagentes
nem os produtos podem escapar do sistema.
A constante de equilíbrio é dada por:
e
na qual a segunda equação é baseada na Lei da ação de massa que expressa a relação entre
as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio em qualquer reação.
Uma vez que sabemos a equação química balanceada para a equação podemos escrever a
equação da constante do equilíbrio, ou seja, ela depende apenas da estequiometria da
solução mesmo que não saibamos o mecanismo da reação.
A ordem de grandeza das constante fornece informações sobre a composição de uma
mistura em equilíbrio.
Para que ela seja grande, os produtos têm que ser maiores que os reagentes(Indica-se à
direita); Para que seja pequena, os reagentes têm que ser maiores que os produtos(Indica-
se à esquerda).
Como os valores da equação da constante de equilíbrio são frações da pressão de
referência com a pressão adotada e a fração da concentração de mols e concentração de
referência, essa fica adimensional.
Equilíbrio heterogêneo: As substâncias do equilíbrio encontram-se em fases diferentes,
em outras palavras, reagentes e produto estão em fases diferentes.
Substâncias sólidas/líquidas e solvente não são substituídas na constante (Kc).
Equilíbrio de solubilidade: Relacionado a dissolução e precipitação de substâncias pouco
solúveis.
- Aplicações das constantes de equilíbrio
A partir da Constante de equilíbrio podemos determinar:
. Sentido da reação (determinado a partir do quociente de reação)

3. Se Q=K Estão em equilíbrio
Se Q>K Reação inversa
Se Q<K Reação direta
. Determinar as concentrações no equilíbrio
A partir da expressão da constante obtemos uma equação derivada para ser resolvida em
determinada quantidade
Princípio de Le Châtelier
Afirma que : um sistema em equilíbrio tende a ser perturbado, e o equilíbrio se deslocará
para minimizar a influência perturbadora
OBJETIVO
Verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do
estudo de sistemas nos quais ocorre variação da concentração de reagentes.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A- Equilíbrio de solubilidade:
1- Colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e aos poucos
acrescentou uma solução de K2CrO4 0,1 mol/L;
2- Deixou-se precipitar e eliminou-se o sobrenadante. Lavou-se o precipitado.

4. 3- Em outro tubo de ensaio colocou-se 1 mL de AgNO3 0,1 mol/L e acrescentou-se
aos poucos uma solução de ácido oxálico 0,1 mol/L;
4- Lavou-se o precipitado;
5- Adicionou-se 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água ao tubo contendo
o precipitado formado entra a prata e o oxalato;
6- Adicionou-se também ácido oxálico ao precipitado de cromato de prata.
B- O princípio de Le Chatelier
1- Colocou-se cerca de 1 mL de cromato de potássio 0,1 mol/l em um tubo de ensaio.
Adicionou-se uma gota de ácido clorídrico 1 mol/L;
2- Repetiu-se o procedimento para o dicromato de potássio;
3- A cada tubo adiciounou-se NaOH 1 mol/L e verificou-se a alcalinidade/
4- Em outro tudo de ensaio adicionou-se 1 mL de uma solução 0,3 mol/Lde sulfato
de cobre;
5- Acrescentou-se aos poucos HCl concentrado;
6- Acrescentou-se água suficiente para reestabelecer a coloração e colocou-se o tubo
em água fervente e depois transferiu-se para um tubo de gelo.
RESULTADOS
PARTE A:
Quando adicionou-se o cromato de potássio ao nitrato de prata a solução adquiriu uma
coloração marrom e aos poucos foi-se observando a formação de um precipitado marrom
que seria o cromato de prata, a partir da reação:
2 AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq)  2KNO3 (aq) + Ag2CrO4 (s)
Depois de precipitado e lavado, adicionou-se ácido oxálico ao cromato de prata, porém
não observou-se reação pois o cátion do ácido oxálico (H+) não é capaz de deslocar o
cátion do cromato (Ag+), podíamos prever isso pois o cromato de prata é praticamente
insolúvel em água e como o ácido oxálico e a água tem cátions em comum a reação não
ocorreria.
Quando adicionou-se ácido oxálico ao nitrato de prata percebeu-se a decantação de um
precipitado branco, isso por que o cátion do ácido é capaz de deslocar o cátion do nitrato,
de acordo com a reação:
2 AgNO3 (aq) + H2C2O4 (aq)  2 HNO3 (aq) + Ag2C2O4 (s)
Porém como o oxalato de prata possui um Kps relativamente baixo ele se dissolve de
maneira muito reduzida, e logo boa parte dele precipita. Em seguida, adicionou-se
cromato de prata ao precipitado e observou-se a formação de um novo precipitado de
coloração marrom, indicando que houve a formação de cromato de prata de acord com a
reação:
Ag2C2O4 (s) + K2CrO4 (aq)  Ag2CrO4 (s) + K2C2O4 (aq)

5. PARTE B:
1. Equilíbrio cromato/dicromato
Quando se adiciona o HCl à solução de K2CrO4, nota-se uma mudança de cor na solução,
de amarela para alaranjada. E quando é adicionado NaOH à solução de K2Cr2O7, muda
de alaranjada para amarela. Isto aconteceu porque os íons CrO42-
e Cr2O7
2-,
quando estão
em solução, estabelecem um equilíbrio químico. Neste equilíbrio, o CrO4
2-
, que é um íon
amarelo, se transforma em Cr2O72-, assim como o Cr2O7
2-
, que é alaranjado, se transforma
em CrO4
2-
.Uma diminuição de pH favorece a formação do Cr2O7
2-
, e por isso a adição do
HCl tornou a solução alaranjada. Diz-se que houve um deslocamento no equilíbrio no
sentido de formação do Cr2O7
2-
. Por outro lado, um aumento de pH favorece a formação
do CrO4
2-
, e por isso a adição do NaOH tornou a solução amarela.
2. Nota-se o princípio de Le Chatelier no caso de uma solução de cloreto de cobre (II). O
Cobre (II) dihidratado é um cristalino verde sólido, enquanto a sua solução aquosa diluída
tem uma cor azul pálido:
A cor azul da solução aquosa de CuCl2 é específico para o ião de cobre (Cu 2 +
),
coordenado com moléculas de água. Nomeadamente, um composto complexo é formado
na reação de cobre (II), ião com seis moléculas de água, que é chamado hexaaquacopper
(II):
Pode - se supor que diluir um concentrado de solução de cloreto de cobre (II) com água
resulta em íons cloreto deslocamento e, conseqüentemente, na mudança da cor verde para
a cor azul:
Afirma-se que os complexos de cobre (II) estão em um equilíbrio que pode ser alterado
através da adição de água ou iões cloreto. Quando mais água é adicionada
hexaaquacopper complexo (II) é formada, enquanto que o excesso de iões de cloreto
produz tetrachlorocuprate (II).