Equilibrio Químico em Solução

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AULA 7- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES – ROTEIRO DA PRÁTICA 
 
Objetivo 
Determinar a constante de equilíbrio de hidrólise de um éster em solução. 
Introdução 
Um sistema fechado, abandonado a si mesmo, sofrerá transformações 
químicas até que o equilíbrio químico seja atingido. Supondo que nesse 
sistema ocorra uma reação do tipo: 
 
O avanço da reação em termos de reagentes em produtos, e vice-versa, 
ocorrerá até que o equilíbrio seja atingido. Atingido este ponto, para cada 
reação existe uma constante termodinâmica de equilíbrio que só depende da 
temperatura e, que para o caso do equilíbrio acima, é dada por: 
 (1) 
onde representa a atividade de cada componente elevada ao respectivo 
coeficiente estequiométrico. A determinação experimental direta da constante 
termodinâmica de equilíbrio é de execução difícil e muitas vezes impossível, 
pois nem sempre se pode chegar ao cálculo das atividades dos diversos 
participantes do sistema. Muito mais acessível à determinação experimental é 
a chamada constante estequiométrica de equilíbrio definida, para a reação 
exemplificada, por: 
 (2) 
Onde representa a concentração de cada componente elevada ao 
respectivo coeficiente estequiométrico. Neste experimento consideraremos a 
reação de esterificação, na qual um álcool e um ácido reagem dando éster e 
água em reação direta, e, em sentido inverso, ou seja, a hidrólise do éster, 
produzindo ácido e álcool. Ambas as reações atingirão o equilíbrio quando 
suas velocidades de reação, direta e inversa, se igualar. Nesse ponto, a 
constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em termo do produtório 
das atividades dos produtos em relação ao produtório das atividades dos 
reagentes, componentes do sistema, conforme equação (1). Entretanto, para 
as soluções diluídas, consideradas ideais, as constantes de equilíbrio são 
calculadas simplesmente em termo das concentrações dos reagentes e 
produtos, conforme equação (2). O exemplo específico a ser considerado aqui 
é a formação de acetato de etila a partir de ácido acético e etanol. 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
 (3) 
onde [C2H5OH], [CH3COOH], [CH3COOC2H5] e [H2O] representam a 
concentração dos componentes. É necessário variar a temperatura ou usar um 
catalisador de modo alcançar mais rapidamente o equilíbrio. Nesta experiência, 
a reação é catalisada pelo ácido clorídrico. 
 Material e Reagentes 
Montar até 4 kits (um por grupo) 
1 (uma) bureta de 50,0 mL 
  1 (uma) pisseta de água destilada 
 12 (doze) erlenmeyers de 125 mL (com tampa ou rolha) 
 (quatro) pipetas graduada de 5 mL 
 15 mL de água destilada (pisseta) etanol P.A. 
 40 mL de acetato de etila P.A. 
 5 mL de ácido acético P.A. (glacial) 
 500 mL de solução de NaOH 0,5 mol L-1 
 60 mL de solução de HCl 3,0 mol L -1 
 Solução de indicador fenoftaleína a 1 % alcoólico 
 Procedimento Experimental 
(a) Preparação antecipada do sistema para atingir o equilíbrio 
 Separar 11 erlenmeyers numerados e preparar as soluções constantes 
na Tabela 01. 
 Vedar os erlenmeyers e mantê-los bem tampados, para evitar 
evaporação, cerca de uma semana até que o equilíbrio seja atingido. 
 o Não é necessário conservar os frascos em um termostato, 
porque este equilíbrio é muito pouco afetado por variações da 
temperatura. 
 A solução do frasco 12 deverá ser preparada ao início da experiência, 
antes do começo das titulações indicadas abaixo. 
 
 
 
M = massa molar 
 
(b) Obtenção da concentração dos componentes do equilíbrio 
  Pipetar 3 alíquotas de 2 mL da solução de cada erlenmeyer da Tabela 
1, previamente preparada, e transferir cada uma para um erlenmeyer de 
50 mL. 
 Adicionar uma gota de fenoftaleína a cada amostra e titular com 
solução 0,5 mol L-1 de NaOH. Anotar o volume gasto em cada titulação 
e preencher a Tabela 2, em anexo. 
 
Cálculos 
(a) Obtenção das concentrações dos componentes em equilíbrio 
 
  A massa da água na solução inicial m0 (H2O), de cada frasco é 
dada por: 
 Onde: m1(H2O) é a massa de água pura usada no preparo das 
misturas do Quadro1, mA é a massa da água contida em 5 mL da 
solução 3 mol L-1 de HCl; essa massa é calculada utilizando a 
densidade da solução de ácido clorídrico (vide Tabela 1) e a massa 
de HCl contida nos 5 mL de solução. 
 A quantidade de ácido acético, no equilíbrio, nas soluções dos 
erlenmeyers números 2 a 11, é calculada a partir do volume da 
solução de hidróxido de sódio que se obtém subtraindo o volume da 
solução de hidróxido de sódio gasto na titulação do frasco número 1 
daquele gasto nas respectivas soluções. Valores assim calculados 
devem constar na última coluna da Tabela 02. 
 No preparo das soluções dos frascos números 5, 7, 10 e 11 foi 
adicionado ácido acético e estas quantidades devem ser usadas no 
cálculo das massas, no equilíbrio, dos outros reagentes. Da reação 
estequiométrica, observa-se que para cada 1 mol de ácido acético 
produzido, 1 mol de etanol é produzido e são consumidos 1 mol de 
acetato de etila e 1 mol de água. 
 As massas e consequentemente, os números de mols dos quatro 
reagentes, nas misturas originais, são calculados utilizando as suas 
densidades e massas moleculares dadas na Tabela 01. 
 A partir dos dados obtidos, calcula-se o número de mols no 
equilíbrio, dos quatro reagentes para as soluções dos frascos 
números 2 a 11. 
 Pela equação (3), calcula-se a constante K, para as dez soluções. 
 Observe que a solução número 12 é preparada como a solução 
número 6. A quantidade de ácido acético formado, na solução 12, 
deve ser determinada por titulação com NaOH e calculada como 
indicada para as soluções 2 a 11. 
(b) Tratamentos dos dados experimentais 
 Proceder os cálculos referentes à obtenção do número de mols 
dos reagentes nas soluções iniciais e no equilíbrio. 
 Preencher as Tabelas 02 e 03 (em anexo) com os dados 
experimentais e calculados. 
 Encontrar o valor médio da constante de equilíbrio, à temperatura 
ambiente. 
 
 
 
 
 
 
ANEXOS 
 
 
. 
 
 
 
 
7- EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES – Dados obtidos fazendo a prática 
no laboratório 
 
Assistir aula no you tube do Prof. Rodrigo Fernando Costa Marques do Instituto 
de Química da UNESP. Título: Equilíbrio químico, Físico Química Experimental 
III. 
 
(a) Preparação antecipada do sistema para atingir o equilíbrio 
Esta prática é feita em duas semanas, na primeira semana, separa-se 11 
erlenmeyers de 125 mL, numerados e prepara-se as soluções que estão na 
tabela 1, tampa-se os frascos e deixa e repouso por uma semana para que o 
equilíbrio de cada solução seja atingido. Na segunda semana faz-se as 
titulações. 
O frasco 1 é o branco. 
O frasco 12 deve ser preparado na segunda semana antes das titulações 
 
 
 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 • Material e Reagentes 
- 1 (uma) bureta de 50,0 mL 
- 1 (uma) pisseta de água destilada 
 - 12 (doze) erlenmeyer de 125 mL 
- (quatro) pipetas graduada de 5 mL 
 - 15 mL de água destilada (pisseta) etanol P.A. 
- 40 mL de acetato de etila P.A. 
- 5 mL de ácido acético P.A. (glacial) 
- 500 mL de solução de NaOH 0,5 mol L-1 
 - 60 mL de solução de HCl 3,0 mol L-1 
 - Solução de indicador fenoftaleína a 1 % alcoólico 
 
b) Obtenção da concentração dos componentes do equilíbrio 
- Pipetou-se 3 alíquotas de 2 mL da solução de cada erlenmeyer da Tabela 1, 
previamente preparada, e transferiu-se cada uma para um erlenmeyer de 50 mL. 
- Adicionou-se uma gota de fenolftaleína a cada amostra e titulou-se com solução 
de 0,5 mol. L-1 de NaOH. Foi anotado o volume gasto em cada titulação e 
preencheu-se a Tabela 2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESULTADOS 
 
Para a determinação da constante de equilíbrio da reação de hidrólise de 
acetato de etila, (a direção da equação abaixo é ao contrário) analisou-se aconcentração de cada reagente e de cada produto, determinando o valor de 
cada termo da expressão da constante, dada abaixo 
 
 
 
 (Hidrólise do acetato de etila) 
Para calcular o número de moles de ácido acético determinado na titulação de 
cada erlenmeyer, utiliza-se a equação: 𝑛 = (�̅�𝑚 − �̅� 1𝑚). 𝐶NaOH onde: 
𝑛 = número de moles de ácido acético no equilíbrio, para 2 mL da amostra. 
�̅� 1𝑚= é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons 
H+ no equilíbrio. 
 �̅�𝑚 = é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido 
clorídrico colocado no branco e em cada erlenmeyer. 
𝐶NaOH = concentração em mol.L-1 do NaOH. 
 
Erlenmeyer 1 
Nesse recipiente estava contido apenas ácido clorídrico (que age como 
catalisador na reação) e água. Portanto, a neutralização do ácido pela base era 
proveniente do somente do ácido clorídrico. (BRANCO) 
Desse modo, pode-se encontrar o número de moles de água presentes na 
solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada. 
 𝜌𝐻𝐶𝑙 = 1,0640𝑔. 𝑐𝑚-3 
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 𝜌𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙 
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 1,0640𝑔. 𝑐𝑚-3 × 5𝑐𝑚3 = 5,32g 
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 𝐶HCl .𝑉HCl. 𝑀𝑀HCl 
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 3,00𝑚𝑜𝑙. 𝐿-1 × 5,0. 10-3 𝐿 × 36,5𝑔. 𝑚𝑜𝑙-1 = 0,547 𝑔 
 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 − 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 
 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 5,32 – 0,547 = 4,773 𝑔 
Assim, o número de moles de água é: 
 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = mol
molg
g
265,0
.18
773,4
1


 
A massa de água na solução inicial 𝑚0H2O, de cada frasco é dada por: 
𝑚0(H2O) = 𝑚1(H2O) + 𝑚𝐴 
Onde 𝑚1(𝐻2𝑂) é a massa de água pura usada no preparo das misturas da 
Tabela 01 e 𝑚𝐴 é a massa da água contida em 5mL da solução 3mol.L-1 de 
HCl. 
 𝑚0(H2O) = 𝑚1(H2O) + 𝑚𝐴 
𝑚0(H2O) = (𝜌𝐻2O × 𝑉𝐻2O) + 𝑚𝐴 
𝑚0(H2O) = (0,9982𝑔. 𝑐𝑚-3 × 5𝑐𝑚3) + 4,773𝑔 
𝑚0(H2O) = 4,991𝑔 + 4,773𝑔 = 𝟗, 𝟕𝟔𝟒𝒈 
Pode-se então encontrar o número total de moles de água na solução de 5mL 
de água e 5mL de HCl. 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 
1.0,18
764,9
molg
g
= 0,542 mol 
Erlenmeyer 2 
Nesse recipiente estava contido de 5 mL do acetato de etila e 5 mL do ácido 
clorídrico. Tem-se que o HCl apresenta uma concentração de 3 mol.L-1 . 
Portanto, as moléculas de água para provocar a hidrólise provêm do HCl, 
que atua como catalisador. Desse modo, pode-se encontrar o número de 
moles de água presentes na solução de HCl utilizando a massa da solução de 
5 mL adicionada. 
Como calculado anteriormente, a quantidade de água contida na solução de 
5mL de HCl é dada por: 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 𝐶HCl .𝑉HCl. 𝑀𝑀HCl 
 
( vai para a tabela 3) 
 
Agora pode-se encontrar a quantidade em mol dos outros reagentes na 
solução. Para encontrar o número de moles de ácido acético utiliza-se o 
volume gasto na titulação, subtraindo o valor correspondente ao HCl 
(erlenmeyer 1). Desse modo, temos que: 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria de neutralização do ácido 
acético pelo NaOH, o número de moles do ácido acético e também do etanol. 
 
 
( vai para a tabela 4) 
 
Logo, pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 5,0 
mL de acetato de etila presentes na solução. 
 
( vai para a tabela 3) 
No Equilíbrio: 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
( ambos os valores em negrito vão para a tabela 4) 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa: 
 
 
hidrólise do éster, é dado por: 
 
 
 
 
( vai para a tabela 4) 
 
 
 
 
 
 Erlenmeyer 3 
Nesse recipiente estava contido de 4 mL do acetato de etila, 1mL de água e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. Calculado anteriormente, a quantidade em moles 
de água originária da adição de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. Houve a adição 
de 1 mL de água, representando: 
 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 + 0,0555 = 0,321 𝑚𝑜𝑙 ( vai para tabela 3) 
A quantidade de ácido acético e de etanol é determinada através da titulação, 
onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para 
neutralizar os íons provenientes dos 5mL de HCl. 
 
 
( vai para a tabela 4) 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e também do etanol. 
 
( vai para a tabela 4) 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 4,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. 
 
Encontrou-se o número de moles do acetato de etila pela relação: 
( vai para tabela 3) 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
( vai para a tabela 4) 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
 
( vai para a tabela 4) 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
 
( vai para a tabela 4) 
 
 
 
 
 
 
 Erlenmeyer 4 
Nesse frasco estão contidos estão 4 mL de acetato de etila,1 mL de etanol e 5 
mL de HCl 3 M. 
Como foi calculado o número de moles de água para a adição de 5 mL de HCl 
foi de 0,265 mol. O número de moles de ácido acético e etanol determinados 
através da titulação onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume 
consumido para neutralizar os ions oriundos dos 5 mL de HCl. 
 
Esse também é o número de moles do ácido acético, devido a estequiometria 
da reação. 
 
 
O etanol teve um acréscimo de 1 mL 
 
(Vai para Tabela 3) 
A quantidade total de moles de etanol é: 
 
(Vai para tabela 4) 
 
Encontra-se o número de moles de acetato de etila considerando os 4 mL que 
estão nessa solução do frasco 4. 
 
Daí calcula-se o número de moles 
 
 
(Vai para Tabela 3) 
O número de moles de acetato de etila no equilíbrio é dado por: 
 
(Vai para tabela 4) 
O número de moles de água no equilíbrio é dado por: 
 
(Vai para tabela 4) 
 
OBS: O número de moles da água está na tabela 3 
A constante de equilíbrio inversa (Keq) da hidrólise do ester é dada por: 
 
 
(Vai para tabela 4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Erlenmeyer 10 
 
Nesse frasco temos 3 mL de acetato de etila, 1 mL de etanol, 3 mL de acetato 
de etila, 1 mL de ácido acético, 5 mL de HCl 3M. 
Como calculado anteriormente o número de moles de água na adição de 5 mL 
de HCl , é 0265 mol. A quantidade de ácido acético e etanol foi determinada 
através de titulação onde o volume de NaOH é subtraído do volume consumido 
para neutralizar os ions dos 5 mL de HCl 
 
Pela estequiometria essa é a quantidade de moles do ácido acético e do 
etanol. Para os cálculos dos números de moles, considerar o acréscimo feito 
de 1 mL. 
 
(Vão para tabela 4) 
 
O cálculo do número de moles do acetato de etila, pode ser determinado a 
partir dos de 3 mL presentes na solução 10. Isso foi calculado anteriormente e 
ficou: 
 
(Vai para tabela 3) 
 
Determina-se a quantidade moles de acetato no equilíbrio dessa maneira: 
 
(Vai para tabela 4) 
 
O número de moles de água no equilíbrio é: 
 
OBS o número de moles da água acima (Vai para tabela 3) 
 
(Vai para tabela 4) 
 
A constante de equilíbrio inversa é: 
 
(Vai para tabela 4) 
 
 
. 
 
 
OBS: para o etanol na tabela 3, o valor 0,0172 foi obtido no frasco 4 e o 0,0175 
para o ácido acético, foi obtido no frasco 5.