Este documento descreve dois experimentos sobre equilíbrio químico. O primeiro experimento estuda o equilíbrio entre N2O4(g) e NO2(g) e como a temperatura afeta o equilíbrio. O segundo experimento analisa o equilíbrio do íon complexo CoCl2 e como a adição de água e mudanças de temperatura alteram o equilíbrio. Os resultados demonstram que reações endotérmicas são favorecidas com aumento de temperatura e reações exotérmicas com diminuição de temperatura

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DE PELOTAS
CENTRO DE CIÊNCIAS QUÍMICAS, FARMACÊUTICAS E DE ALIMENTOS
CURSO DE FARMÁCIA
DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL
PROFª. DRª KATIÚCIA DAIANE MESQUITA
Equilíbrio Químico – Reações Reversíveis
Diego Simões
Vanessa Rodrigues
PELOTAS
2014

2. 1. OBJETIVO
Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos através de reações
reversíveis e indicar que fatores podem influenciar nesse equilíbrio.
2. INTRODUÇÃO
Existem reações químicas em que ocorrem em dois sentidos, ou seja, são
reversíveis, em maior ou menor extensão. No início do processo de reversão, a
reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e, por isso, se dá a formação
dos produtos. Mas, em seguida que se formam moléculas do produto, começa a
ocorrer a reação inversa, simultaneamente. Essa tendência faz com que, depois de
decorrido determinado tempo, em que as concentrações dos reagentes e dos
produtos deixam de variar, ocorra o equilíbrio químico. Todos os sistemas em
equilíbrio químico possuem a característica de serem dinâmicos, cujas reações
químicas ocorrem na mesma velocidade na formação dos produtos (sentido direto)
e na formação dos reagentes (sentido inverso), mantendo suas concentrações
constantes.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Experimento 1 - Equilíbrio químico entre N2O4(g) e NO2(g)
3.1.1 Materiais
- 2 fios de cobre (aproximadamente 1 cm de comprimento cada);
- 1,5 mL de ácido nítrico concentrado;
- Erlenmeyer com tampa;
- Pipeta graduada;

3. - 2 Beckeres;
- Pipeta de Pasteur com pipetador de borracha;
- Tenaz;
- Água aquecida;
- Banho de gelo.
3.1.2 Métodos
Colocou-se, no Erlenmeyer, os 2 (dois) pedaços de fio de cobre e, em um dos
Beckeres, 150 mL de água, que foi submetida a um aquecedor. Com o auxílio da
pipeta, adicione-se, aproximadamente, 1,5 mL de ácido nítrico concentrado em um
Becker. Do Becker, com o auxílio do conta-gotas, adicionou-se 20 gotas de ácido
nítrico concentrado no Erlenmeyer contendo o cobre. Tampou-se o Erlenmeyer até
forma-se o gás. No Becker com a água aquecida (sem atingir o ponto de fervura),
colocou-se o Erlenmeyer, por alguns instantes, e observou-se. Do Becker, colocou-
se o Erlenmeyer, com o auxílio de uma tenaz, no banho de gelo, e observou-se.
Experimento 2 – Equilíbrio químico do Íon Complexo CoCl2
3.2.1 Materiais
- 1 tubo de ensaio
- 1 estante para tubos
- CoCl2(s)
- 1 espátula pequena
- Solução aquosa de HCl (P.A.)
- 1 pipeta de Pasteur com pipetador de borracha;
- 1 tenaz de madeira;
- 1 Becker;
- Água aquecida;
- Banho de gelo.

4. 3.2.2 Métodos
Com o auxílio da espátula, adicionou-se CoCl2 ao tubo de ensaio (o conteúdo da
ponta da espátula, somente). Observaram-se as características do sal e anotou-se.
Após, adicionou-se HCl ao conteúdo do tubo de ensaio, com o auxílio da pipeta de
Pasteur e agitou-se, até solubilizar (cerca de 10 gotas). Observou-se a coloração
adquirida e anotou-se. Depois, adicionou-se ao conteúdo do tubo de ensaio 20
gotas de água destilada. Observou-se a coloração adquirida e anotou-se. No
Becker com a água aquecida, com o auxílio da tenaz de madeira, colocou-se o
tubo de ensaio, após determinado tempo, observou-se a coloração e anotou-se.
Retirando-se o tubo de ensaio da água aquecida, colocou-se no banho de gelo.
Observou-se a coloração e anotou-se.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Equilíbrio entre N2O4(g) e NO2(g)
3 Cu0
(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
2 NO2(g) N2O4(g)
Coloração MARROM INCOLOR
ΔΗ<0 (R. Exotérmica)
Equilíbrio químico do Íon Complexo CoCl2
Co(H2O)2+
6(aq) + 4Cl-
(aq) CoCl2-
4(aq) + 6H2O(l)
Coloração ROSA Coloração AZUL
ΔΗ>0 (R. Endotérmica)

5. 5. CONCLUSÃO
Nos dois sistemas, o aumento da temperatura provoca o deslocamento do
equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura
provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor, ou seja:
No aumento da temperatura, a reação endotérmica é favorecida.
Na diminuição da temperatura, a reação exotérmica é favorecida.
No que se refere ao equilíbrio químico, após determinado tempo, ele se
estabelece, onde se pode observar que a velocidade e as concentrações das
reações tornam-se, novamente, constantes.
O químico francês Henri L.L. Chatelier (1850-1936), após seus estudos sobre
equilíbrios químicos propôs, em 1888, o Princípio de Le Chatelier, que
estabelece: “Quando um sistema em equilíbrio sofrer algum tipo de perturbação
externa, ele se deslocará no sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir
novamente uma situação de equilíbrio”.
No caso do equilíbrio iônico, a água causa a ruptura das moléculas, originando os
íons. Com isso, a medida que os íons vão se formando, vai ocorrendo o inverso, o
que causa, por isso, a associação desses íons. Atingido o equilíbrio, os fenômenos
da ionização e da associação ocorrem com a mesma velocidade, de modo que as
concentrações em quantidade de matéria não se alteram mais.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1 Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Burdge, J.R Química: A ciência central, 9ª Ed., Pearson
Prentice Hall, São Paulo, 2005.
2 Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª
Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006.
3 Sardella, A. Química: Série Novo Ensino Médio. 4ª Ed., Ática, São Paulo, 2001.