Hidrólise do acetato de etila

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS 
CENTRO DE CIENCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUIMICA 
SÃO CARLOS 
MAIO DE 2015 
 
 
 
 Cássio Mendes da Silva 507873 
 Josilei da Silva Ferreira 508039 
 
 
 
 
 
Influência da Temperatura na Hidrólise do 
Acetato de Etila 
 
 
 
 
 
Laboratório de Físico-Química 
Prof. Dr. José Mario de Aquino 
 
 
 
2 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 3 
2. OBJETIVOS ................................................................................................................. 5 
3. MATERIAIS E METODOLOGIA .............................................................................. 6 
3.1. Materiais e reagentes ............................................................................................. 6 
3.2. Procedimento experimental ................................................................................... 6 
3..2.1. Preparação das soluções ............................................................................... 6 
3.2.2. Reação de hidrólise ......................................................................................... 6 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................. 7 
5. CONCLUSÃO ............................................................................................................ 10 
6. REFERÊNCIAS ......................................................................................................... 12 
 
 
 
 
3 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A reação de hidrólise do acetato de etila, mostrada abaixo, pode ser catalizada tanto 
em meio ácido quanto em meio alcalino com considerável aumento em sua velocidade. 
𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐶𝐻2𝐶𝐻3 + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝐶𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 
Trata-se de uma reação reversível, de modo que podemos escrever a lei de 
velocidade da seguinte maneira: 
−
𝑑[𝐸𝑡𝐴𝑐]
𝑑𝑡
= 𝑘1[𝐸𝑡𝐴𝑐][𝐻2𝑂] − 𝑘2[𝐸𝑡𝑂𝐻][𝐻𝐴𝑐] 
Se considerarmos uma solução diluída, de tal forma que tenhamos [H2O] constante 
e tomarmos um tempo t inicial onde não temos [EtOH] e[HAc] significativos passamos 
a ter uma reação de pseudo primeira ordem: 
−
𝑑[𝐸𝑡𝐴𝑐]
𝑑𝑡
= 𝑘1
′ (1) 
As constantes de velocidade da maior parte das reações aumentam com o aumento 
da temperatura do sistema, assim observa-se experimentalmente que em muitas reações, 
o gráfico de ln k em função de T-1 corresponde a uma reta. Este comportamento exprime 
matematicamente dois parâmetros: ln A, o fator pré-exponencial como sendo o 
coeficiente linear e −
𝐸𝑎
𝑅
, a energia de ativação como sendo o coeficiente angular. 
A energia de ativação, Ea, pode ser interpretada como uma barreira de energia 
potencial que varia no decorrer da reação química, como pode ser visto na imagem 
abaixo. 
 
Figura 1. Energia em função do caminho de reação. 
 
 
4 
 
O ponto mais alto no gráfico equivale à maior energia potencial, ou seja, a energia 
cinética mínima necessária para que os reagentes formem produtos. Um alto valor de 
energia de ativação indica uma grande dependência de k em relação à temperatura. 
No auge da reação ocorre o máximo da curva de energia potencial, onde as 
moléculas dos reagentes atingem um ponto de aproximação e de deformação tão grandes 
que uma pequena perturbação faz o sistema avançar no sentido de formar produtos. Essa 
configuração crítica dos átomos é denominada estado de transição. 
A teoria do estado de transição é uma tentativa de identificar os aspectos principais 
que governam o valor de uma constante de velocidade em termos de um modelo de 
eventos que ocorrem durante a reação. Essa teoria supõe que a reação ocorre em fase 
gasosa ou em solução. 
Sintetizando, dada uma reação em que se forme um complexo ativado em pré-
equilíbrio: 
𝐴 + 𝐵 ⇌ 𝐶‡ → 𝑃 
A lei de velocidade será dada por: 
𝑣 = 𝑘2[𝐴][𝐵] = 𝑘
‡[𝐶‡] 
Como [C‡]=k‡K‡[A][B], do equilíbrio ficamos com: 
𝑘2 = 𝑘
‡𝐾‡
𝑅𝑇
𝑝0
 
Quando consideramos a passagem pelo estado de transição temos k‡=κν, sendo κ o 
coeficiente de transmissão. Além disso, da função de partição do complexo ativado 𝐾‡ =
𝐾𝑏𝑇
ℎ𝜈𝐾‡
, sendo assim, a energia de Gibbs de ativação é dada por: 
∆‡𝐺 = −𝑅𝑇 ln 𝐾‡ 
𝑘2 = 𝑅𝑇𝐾 ∙
𝐾𝑏𝑇
ℎ
∙ 𝑒
−∆𝐺‡
𝑅𝑇 
Como ∆‡G=∆‡H-T∆‡S, temos: 
ln (
𝑘2
𝑇
) = ln (
𝐾𝑏𝜅
ℎ
) +
∆‡𝑆
𝑅
−
∆‡𝐻
𝑅𝑇
 (2) 
E pela definição de energia de ativação: 
𝑘2 = 𝐴 ∙ 𝑒
−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 (3) 
De onde temos: 
ln 𝑘2 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
 (4) 
 
 
 
5 
 
2. OBJETIVOS 
 
Estudar a cinética da hidrólise do acetato de etila e a influência da temperatura sobre 
esta. 
 
 
 
6 
 
3. MATERIAIS E METODOLOGIA 
 
3.1. Materiais e reagentes 
1 bureta de 50mL 
2 balões volumétricos de 500mL 
1 copo de Becker de 500mL 
1 pipeta volumétrica de 50mL 
1 pipeta volumétrica de 5mL 
1 pipeta graduada de 10mL 
3 frascos de Erlenmeyer de 125mL 
3 frascos de Erlenmeyer de 250 mL 
1 cronômetro 
NaCl comercial 
Solução 1M de NaOH 
Ácido clorídrico 
Acetato de etila 
Solução de fenolftaleína 
Banho termostático 
Banho de gelo
 
3.2. Procedimento experimental 
 
3..2.1. Preparação das soluções: 
Em um balão volumétrico de 500mL adicionou-se 125mL de uma solução estoque 
0,25Mde NaOH e completou-se com água destilada até o traço de aferição, 
homogeneizando em seguida. Admitiu-se como verdadeira a concentração nominal. 
Em um outro balão volumétrico de 500mL com cerca de 200mL de água destilada, 
adicionou-se 40,8mL de ácido clorídrico concentrado e completou-se o volume do balão 
com água destilada até o traço de aferição, homogeneizando em seguida. Titulou-se o 
ácido clorídrico com a solução 0,25M de hidróxido de sódio, gastando os volumes de 
 
3.2.2. Reação de hidrólise: 
Num primeiro momento, adicionou-se em um frasco de Erlenmeyer de 250mL com 
tampa, 100mL de solução 1M de HCl e 5mL de acetato de etila cronometrando a reação. 
Após 5 minutos em um outro frasco de Erlenmeyer de 250mL adicionou-se 100mL de 
solução ácida que foi climatizada à 35ºC, adicionou-se então 5mL de acetato de etila, 
cronometrando a reação à 35ºC. Após 10 minutos, em um terceiro frasco de Erlenmeyer 
de 250mL adicionou-se 100mL da solução ácida que foi climatizada à 45ºC, adicionou-
se então 5mL de acetato de etila, cronometrando a reação à 45ºC. 
A cada 15 minutos de reação foram tomadas alíquotas do meio reacional que foram 
tituladas com solução 0,25M de hidróxido de sódio. 
 
 
 
7 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Sabemos que a concentração de acetato de etila pode ser expressa por meio da 
concentração de ácido acético que está sendo formado e que esta última é proporcional 
ao volume de hidróxido de sódio utilizado na reação de neutralização, subtraindo-se o 
volume gasto na neutralização do ácido acético utilizado como catalisador, de modo que: 
𝑉∞ = 𝑉𝑛𝑒𝑢𝑡 ∙
100𝑚𝐿
104,6𝑚𝐿
+
1000𝑚𝐿 ∙ 𝐿−1 ∙ 25𝜌𝑡
0,25𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿−1
 
Assim, de posse da densidade do acetato de etila em diferentes temperaturas pode-
se chegar ao volume total de NaOH necessário para neutralizar toda a mistura reacional 
e, com isto, o volume gasto para neutralizar o ácido acético formado. A tabela abaixo 
apresenta os valores obtidos para V∞ e logaritmos naturais dos volumes gastos na 
neutralização do ácido acético para as diferentes temperaturas de reação. 
 
Tabela 1. Dados das obtidos por meio do acompanhamento do meio reacional. Vt, volume 
gasto na neutralizaçãono tempo t; Vinf, volume necessário para neutralizar todo o ácido 
produzido. 
t/s Vneut/mL Ln(V∞-Vt) 
 25ºC 35ºC 45ºC 25ºC 35ºC 45ºC 
15 20,7 22,3 23,6 2,17 1,95 1,72 
30 21,5 24,0 26,0 2,08 1,67 1,16 
45 22,3 25,2 27,3 1,97 1,41 0,63 
60 22,9 26,3 28,3 1,88 1,10 -0,13 
75 23,5 27,1 28,6 1,79 0,79 -0,54 
V∞ 29,5 29,3 29,2 
 
A figura abaixo contém o gráfico obtido através dos valores apresentados e que 
exprimem as constantes de velocidade para cada caso. 
 
 
8 
 
 
Figura 2. Curvas para a obtenção das constantes de velocidade para cada meio reacional. 
 
Conhecendo os valores para as constantes de velocidade, explicitadas na figura 
acima como os coeficientes angulares das aproximações lineares, é possível obter os 
valores de ln k, dos quais podemos tirar as informações quanto a energia de ativação e a 
entalpia e entropia do estado de transição segundo as equações 2 e 3. 
 
T 298,2 308,2 318,2 
T-1 0,00335 0,00325 0,00314 
k 0,0064 0,0192 0,0387 
lnk -5,05 -3,95 -3,25 
lnk/t -10,75 -9,68 -9,01 
 
A figura a seguir contém o gráfico obtido a partir destes dados e que auxiliam no 
cálculo das variáveis de interesse. 
y = -0,0064x + 2,2675
R² = 0,9993
y = -0,0192x + 2,2481
R² = 0,9985
y = -0,0387x + 2,3099
R² = 0,9942-0,60
-0,10
0,40
0,90
1,40
1,90
2,40
0 20 40 60 80
ln
(V
∞
-V
t)
t/min
25ºC
35ºC
45ºC
 
 
9 
 
 
 
A partir deste gráfico é possível a retirada de todas as informações de interesse. 
Primeiramente podemos reescrever a equação 4 de modo que podemos obter a energia de 
ativação: 
ln 𝑘2 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
 (4) 
Como podemos ver, o produto do coeficiente angular da reta com a constante R é 
igual a energia de ativação da reação e assim temos Ea da ordem de 71,1kJ∙mol-1. Podemos 
então, a partir da equação 2 obter a variação de entalpia e entropia do estado de transição. 
A figura abaixo apresenta a curva obtida a partir dos dados coletados. 
 
 
y = -8552,3x + 23,688
R² = 0,9883
-6,00
-5,00
-4,00
-3,00
-2,00
-1,00
0,00
0,00310 0,00315 0,00320 0,00325 0,00330 0,00335 0,00340
ln
k
T-1/K-1
y = -8244,4x + 16,958
R² = 0,9874
-12,00
-10,00
-8,00
-6,00
-4,00
-2,00
0,00
0,00310 0,00315 0,00320 0,00325 0,00330 0,00335 0,00340
ln
(k
/T
)
T-1/K-1
 
 
10 
 
Temos que o coeficiente angular da reta corresponde ao quociente da variação de 
entalpia do estado padrão pela constante R, de modo que o valor para a variação da 
entalpia do estado de transição será dada por: 
−
∆‡𝐻
𝑅
= −8244,4𝐾 
∆‡𝐻 = 68,5𝑘𝐽 ∙ 𝑚𝑜𝑙−1 
O coeficiente linear da equação corresponde a: 
ln (
𝐾𝑏𝜅
ℎ
) +
∆‡𝑆
𝑅
 
Desta forma, obtemos o valor da variação de entropia do estado de transição 
rearranjando esta parte da equação. 
∆‡𝑆 = 𝑅 [− ln (
𝐾𝑏𝜅
ℎ
) + 16,958] 
∆‡𝑆 = −50,78𝐽 ∙ 𝑚𝑜𝑙−1𝐾−1 
 
 
 
11 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Foi possível constatar que a temperatura influencia na velocidade da reação de 
hidrólise do acetato de etila, além disso, foi possível ainda, pelo proposto, calcular os 
parâmetros termodinâmicos de interesse. 
 
 
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6. REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P. Físico-Química, volume 3, 7ª edição. Rio de Janeiro: LTC-Livros Técnicos 
e Científicos Editora S. A., 2004. 
 
AVERY, H.E. Cinética Química Básica y Mecanismos de Reacción. Barcelona, 
Reverté, 1977. 
 
CASTELLAN, G. Fundamentos de físico-química. Trad. de Cristina Maria Pereira dos 
Santos e Roberto de Barros Faria, Rio de Janeiro, Livros Técnico e científicos, 1986.