Relatório 3_constante de equilíbrio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL A
RELATÓRIO DE DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PELO
MÉTODO DE DISTRIBUIÇÃO
BELÉM
2022
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL A
RELATÓRIO DE DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PELO
MÉTODO DE DISTRIBUIÇÃO
DISCENTES
Relatório apresentado à Faculdade de
Química, Universidade Federal do Pará;
como requisito parcial para a obtenção das
notas finais, referente às práticas
laboratoriais na disciplina Físico-Química
Experimental A.
2022
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO………………………………………………………………….. 4
2
2 OBJETIVOS……………………………………………………………………... 5
2.1 GERAL …………………………………………………………………………… 5
2.2 ESPECÍFICOS……………………….………………………………….. 5
3 REFERENCIAL TEÓRICO………………………………………………….... 5
4 MATERIAIS E REAGENTES…………………...…………………………….. 5
3.1 MATERIAIS…………………………………………………………………... 5
3.2 REAGENTES………………………………………………………………… 5
4 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS………………………………….….. 6
5 DISCUSSÃO DE RESULTADOS……………………………………………… 7
7 CONCLUSÃO…………………………………………………………………… 9
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS……………………………...………… 10
1 INTRODUÇÃO
Muitos fenômenos naturais podem ser explicados através dos equilíbrios químicos e
possuem grande importância em processos industriais. Determina-se equilíbrio químico a
3
condição onde a variação das concentrações de reagentes e produtos em um sistema fechado
param de acontecer com o decorrer do tempo. Assim, o equilíbrio químico “ocorre quando as
reações opostas acontecem a velocidades iguais”, ou seja, a velocidade de formação dos
produtos a partir dos reagentes é a mesma velocidade de formação dos reagentes a partir da
reação dos produtos. (BROWN)
O equilíbrio químico é, portanto, um processo dinâmico onde cada espécie participante
da reação se forma exatamente na mesma taxa em que é consumida. Ou seja, as reações direta
e inversa acontecem simultaneamente com a mesma velocidade. [2]
Em 1864, Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage postularam a lei da ação da massa,
a qual expressa a relação entre as concentrações, expressa como pressão parcial para gases e
centração em quantidade de matéria para soluções, dos reagentes e produtos presentes no
equilíbrio em qualquer reação. Considerando a reação hipotética a seguir,
aA + bB ⇋ cC + dD (eq. 1)
onde A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas na reação e a, b, c e d são os
coeficientes estequiométricos presentes na equação balanceada.
Segundo a lei da ação da massa, o equilíbrio é expresso a seguir, quando reagentes e
produtos estiverem em solução, com as concentrações em quantidade de matéria.
Keq = [C]c [D]d/ [A]a [B]b (eq. 2)
Esta relação é chamada de constante de equilíbrio, sendo o valor numérico obtido na
substituição das concentrações molares reais no equilíbrio na expressão da constante de
equilíbrio, podendo este valor ser muito grande ou pequeno. Dessa forma, a ordem de
grandeza da constante de equilíbrio nos informa sobre a composição de uma mistura em
equilíbrio.
2 OBJETIVOS
2.1 Objetivo Geral
4
Determinar a constante de equilíbrio através do método de distribuição.
2.2 Objetivos específicos
Analisar o comportamento de um soluto em presença de dois solventes não miscíveis;
Determinar o coeficiente de distribuição do iodo em água e tetracloreto de carbono;
Determinar a constante de equilíbrio da reação rápida I2 + I- ⇋ I3-.
3 REFERENCIAL TEÓRICO
3.1 Equilíbrio Químico
No equilíbrio químico a velocidade na qual os produtos são formados a partir da reação
dos produtos é igual à velocidade de formação dos reagentes a partir dos produtos. [2]
3.2 A constante de equilíbrio
A constante de equilíbrio é o valor numérico obtido na substituição das pressões
parciais ou concentrações molares no equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio, dada
pela expressão a seguir,
Keq = [C]c [D]d/ [A]a [B]b
4.1 Materiais
Os seguintes materiais foram utilizados na realização da prática: 4 erlenmeyers de 250
mL, 4 termômetros, 4 balões volumétricos de 100 mL, 1 banho termostático, 4 pipetas
volumétricas de (1 mL, 5 mL, 25 mL e 50 mL), 4 pêras, 4 buretas de 50 mL.
4.2 Reagentes
Para o desenvolvimento da prática utilizou-se os seguintes reagentes: 3 g de iodo
metálico, 75 mL de (CCl4), 500 mL de (Kl) 0,1M, 50 mL de (Na2S2O3) 0,01M, 100 mL de
solução de amido 5% (p/p).
5 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
5
Para a realização da prática experimental foi preparada uma solução saturada, a partir
da dissolução de 3 g de iodo em 75 mL de CHCL3 em banho termostático a 25ºC e depois
filtrar o excesso de iodo onde se obtém uma solução de iodo de 0,25M.
Transferir 25 mL dessa solução para um erlenmeyer, adicionar em seguida 100 mL de
água destilada e deixar em banho termostático a 25ºC. após 60 minutos o equilíbrio da
solução foi obtido.
Transferir 50 mL da fase aquosa para um erlenmeyer de 250 mL que contenha 5 mL de
uma solução de Kl 0,1 M. adicionar 1 ml da solução de amido 5% p/p e titular com Na2S2O3
0,01M.
Na etapa 2 foi inserido em 3 erlenmeyer de 500 mL as soluções: solução saturada de
iodo em CHCL3, CHCL3 e solução de Kl de 0,1M. logo em seguida fechar os três frascos e
colocar em banho termostático à temperatura de 25ºC por 1h agitando a cada 10 minutos e
deixar no banho até as camadas se separarem perfeitamente.
Retirar 10 mL da fase aquosa e titular com Na2S2O3 0,1M, em seguida adicionar Kl.
6 RESULTADOS E DISCUSSÃO
6
6.1 – Determinação da constante de equilíbrio pelo método de distribuição
6.1.1 – Determinação da constante de distribuição
Dispondo da prática de determinação da constante de equilíbrio pelo método de
distribuição, através da molaridade de Na2S2O3 titulado pode-se calcular a concentração de I2
presente nas fases orgânica e inorgânica.
Tabela 01. Dados experimentais das titulações realizadas em fase aquosa e orgânica:
TITULAÇÕES COM
Na2S2O3 (0,01M)
VOLUME GASTO NAS
TITULAÇÕES (mL)
FASE AQUOSA 6,8 mL
FASE ORGÂNICA 105,9
Observação: Em função da indisponibilidade de tempo e perda da quantidade
necessária para realização da prática de determinação de constante de equilíbrio pelo método
de distribuição, foram fornecidos os dados pelo docente para realização do tratamento de
dados para fundamentação dos resultados e discussão desta prática.
Da solução formada pelo tiossulfato de sódio titulante obtêm-se as seguintes reações:
2 S2O32- + I2 S4O6-2 + I-
2 S2O32- + I3 S4O6-2 + 3 I-
● FASE AQUOSA (INORGÂNICA)
Através da molaridade foi calculado o número de mols de Na2S2O3 gasto em
determinado volume na titulação realizada.
M = n / V (L) (1)
Onde:
M = molaridade (mol/L)
n = número de mols (mol)
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V = volume (L)
Realizando as manipulações adequadas para se saber o número de mol têm-se:
n = M / V (2)
Substituindo-se a molaridade do tiossulfato e o volume gasto do mesmo em titulação.
n = (0,01 mol/L x 6,8.10-3L) = 6,8.10-5 mols de Na2S2O3. (3)
Como a proporção de tiossulfato de sódio para I2 corresponde a 2:1 calcula-se o
número de mols de I2.
n = (6,8.10-5 mols de Na2S2O3) (1 mol de I2) / (2 mols de Na2S2O3) = 3,4.10-5 mols de
I2.
Desta forma, através da molaridade calcula-se a quantidade de Iodo contida em 56 mL
de solução a ser titulada contendo 50mL da fase aquosa + 1 mL de amido 5% (p/p) e 5 mL de
Iodeto de potássio (KI).
M = (3,4.10-5 mols de I2) / (56.10-3 L de solução) = 6,071.10-4 mol/L (4)
FASE ORGÂNICA
Da mesma forma realizou-se os cálculos de número de mol e concentração para a fase
orgânica.
n = (0,01 mol/L x 105,9.10-3 L) = 1,059.10-3 mols de Na2S2O3. (5)
Realizando a distribuição pela proporção de tiossulfato de sódio para I2
correspondente a 2:1.
n = (1,059.10-3 mols de Na2S2O3)(1 mol de I2) / (2 mols deNa2S2O3) = 5,295.10-4 mols
de I2.
Adicionando a fórmula da molaridade ao volume total de 11mL obtêm-se:
M = (5,295.10-4 mols de I2) / (11.10-3 L de solução) = 0,04813 mol/L (6)
Substituindo as concentrações encontradas, encontrou-se uma constante de
distribuição de 79,27, como toda distribuição de iodo entre um solvente orgânico e a água é
de 85, o erro percentual foi de 6,74%.
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7 CONCLUSÃO
Na prática de determinação da constante de equilíbrio pelo método de distribuição,
observou-se o comportamento do iodo em diferentes reagentes onde pode ser possível
observar uma maior afinidade do mesmo em solução apolar com solvente orgânico de
clorofórmio, divergente da hidrólise em água, caracterizada como polar.
Deste modo, observa-se através da iodometria como eficaz para se calcular a
constante de equilíbrio de um reação envolvendo um titulante de Na2S2O2 com iodo em suas
formas de iodo, iodeto e triiodeto.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] BROWN; LEMAY; BURSTEN. Química a Ciência Central. 9ª ed. São Paulo.
Pearson. 2005.
[2] Universidade Federal de Minas Gerais – ICEx - Departamento de Química
Fundamentos de Química Analítica. Ione Maria F de Oliveira, Maria José de S F da Silva,
Simone de F B Tófani. 2009. Disponível em
https://www2.ufjf.br/quimicaead//files/2013/05/FQAnalitica_Aula2.pdf. Acesso em
19/10/2022.
[3] ATKINS P.; DE PAULA J. Físico-Química. Vol. 1. 9ª ed. Rio de Janeiro. LTC.
2012.
10
https://www2.ufjf.br/quimicaead//files/2013/05/FQAnalitica_Aula2.pdf