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UFMA – Universidade Federal do Maranhão 
CCET – Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
Curso: Engenharia Química 
Disciplina: Físico-Química II 
 Professora: Isaide Rodrigues 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório de Laboratório 
Experimento I: Constante de Equilíbrio e energia livre de Gibbs de 
uma reação 
 
 
 
 
 
Alunos: 
 Bianca Cordeiro - 2010025437 
Jeovan Araújo - 2011009447 
Yaucha Vieira - 2011004870 
 
 
São Luís 
-2012- 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO 
 
1. OBJETIVO: 
A realização de tal experimento consiste em analisar o estado de equilíbrio que 
ocorre entre o ácido acético e o etanol durante a reação química e assim, observar a 
tendência que os átomos do sistema possuem em permanecerem na forma de 
reagentes ou se rearranjarem na forma de produtos. Para mensurar essa tendência 
em um sistema fechado, determinou-se a constante de equilíbrio da reação, 
mantendo-se constante a temperatura e a pressão. 
2. INTRODUÇÃO: 
Algumas reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis, ou 
seja, a tendência que os reagentes têm para formar os produtos é a mesma que os 
produtos têm para restaurar os reagentes. Essa situação permite um estado de 
equilíbrio entre as espécies envolvidas, fazendo com que reagentes e produtos, em 
determinadas condições de temperatura e concentração, coexistam em equilíbrio no 
interior de sistemas fechados. 
Dessa forma, o aspecto comum de um equilíbrio é a ausência de uma tendência 
de mudar a direção da reação para a direta ou inversa. Isso significa que 
termodinamicamente, a variação da entropia total (o grau de desordem) no sistema é 
igual a zero: 
 
Se a variação da entropia do sistema não fosse igual a zero, a direção direta ou 
inversa poderia acontecer. Observando a composição da mistura reacional durante o 
equilíbrio químico, ou seja, quando a variação da entropia é nula, pode-se determinar 
a tendência da reação de ocorrer no sentido direto ou inverso. 
 As concentrações do sistema na situação de equilíbrio correspondem ao mínimo 
de energia livre de Gibbs da reação. Para sistemas isotérmicos de composição e 
pressão constantes, a energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica que 
verifica o grau de espontaneidade de uma reação. Para isso, leva em consideração 
outras funções de estado do sistema, como a variação de Entalpia (quantidade de 
energia do sistema - ∆H), a variação de Entropia (grau de desordem do sistema - ∆S) 
e a temperatura (T). 
Nestas condições, a variação de energia livre de Gibbs para um sistema é 
fornecido por: 
 G = H - T S Equação (1) 
 Considerando que a variação de entropia total do sistema é igual a 
 
 
 
 Equação (2) 
e no equilíbrio a variação de entropia total é igual a zero ( , a variação da 
entropia padrão da substância é dado em função da variação de entalpia e da 
temperatura: 
 
 
 
 Equação (3) 
 
Substituindo a equação (3) na equação (1), observa-se que a energia livre de 
Gibbs para sistemas em equilíbrio, mantidos a temperatura e pressão constantes, é 
igual a zero: 
 G = H - T
 
 
 → G = 0 (para temperatura e pressão constantes) 
Diante disso, as características e a composição das misturas reacionais são 
estudadas sob a ótica do potencial químico. O potencial químico (µ) é uma medida da 
variação na energia de Gibbs do sistema com a variação na sua composição 
(quantidade de matéria): 
 (
 
 
) 
Para qualquer reação química existe um ponto de equilíbrio no qual não há 
tendênciada reação prosseguir ou regredir. Embora o ponto de equilíbrio da maioria 
das reações químicas esteja muito deslocado para o lado direito ou para o lado 
esquerdo da reação, o ponto verdadeiro de equilíbrio pode ser calculado. 
 
Seja uma reação química representada pela seguinte equação geral: 
aA + bB ↔ cC + dD 
Uma constante de equilíbrio, K, pode ser obtida para a equação geral, 
aplicando a lei da ação das massas: 
 
 
[ ] [ ] 
[ ] [ ] 
 
 
Assim, a constante de equilíbrio K para substâncias puras pode ser dada pela 
razão entre as concentrações molares dos produtos e dos reagentes de uma reação 
química. 
 
A energia livre de Gibbs para um componente i pode ser expresso em termos 
de atividade usando a equação: 
 
Gi = Gºi + RT ln ai 
 
Portanto, as energias livres de Gibbs para os constituintes da reação geral 
dada acima são: 
 
aGA = aGºA + aRT ln aA 
bGB = bGºB + bRT ln aB 
cGC = cGºC + cRT ln aC 
dGD = dGºD + dRT ln aD 
 
A variação da energia de Gibbs para esta reação é: 
 
 G = cGC + dGD - aGA - bGB 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A energia livre padrão de Gibbs para a reação é definida como: 
 
 
 
 
 
 
 
Para um sistema em equilíbrio, DG = 0, resulta em: 
- Go = RT ln 
 
 
 
Como G0 é constante para uma dada temperatura e pressão, esta expressão 
se torna: 
 
 G0 = - RT ln K’ 
Onde: 
K’ = 
 
 
 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 Reagentes e Soluções: 
- Solução aquosa de HCl (Isofar Industria e Comercio de Produtos 
Quimicos, Ltda, de pureza de 37%, densidade de 1,19 (Kg/L) e 
concentração molar de 3 mol/L). 
- Solução aquosa de NaOH (1,0 mol/L) 
- Fenolftaleína 
- Acetato de Etila 
- Ácido acético glacial 
- Álcool Etílico (etanol) 
 
3.2 Procedimento 
Foram enumerados sete erlenmeyers com números de 1 a 7. A cada um dos 
erlenmeyers adicionou-se os seguintes volumes (mL) de soluções mostrados 
na Tabela 1 que segue: 
Tabela 1 – Volume das soluções contidas nos frasco de 1 a 7 
Frasco HCl (3molL-1) 
Ácido Acético 
Glacial 
Etanol Água Destilada Acetato de Etila Total 
1 7 2 5 
 
14 
2 7 2 
 
5 14 
3 7 
 
2 
 
5 14 
4 7 
 
4 3 14 
5 7 
 
2 5 14 
6 7 
 
7 14 
7 7 
 
7 
 
14 
Durante o período de uma semana os frascos foram deixados à temperatura 
ambiente e diariamente agitados até que o equilíbrio fosse, assim, atingido. 
Após esse período titulou-se cada uma das soluções com uma solução de 
NaOH 1molL-1 utilizando-se fenolftaleína como indicador, os volumes titulados 
de NaOH variaram em cada frasco, como pode-se observar na Tabela 2: 
 Tabela 2 – volume gasto na titulação 
Frasco 
Volume (mL) 
NaOH (1mol L-1) 
1 25.3 
2 66.8 
3 35.6 
4 31.3 
5 40.4 
6 49.8 
7 7.7 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
 
Para a situação em que o sistema encontra-se em equilíbrio podemos 
calcular o valor da constante de equilíbrio através das concentrações dos 
produtos e dos reagentes, à temperatura e pressão constantes. No caso 
específico da reação do ácido acético com etanol formando acetato de etila e 
água, tem-se: 
 
CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O 
 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
 
 
Para o cálculo da constante de equilíbrio é necessário determinar a 
massa de água em cada frasco. Essa massa de água é igual a soma da água 
utilizada para diluir a solução de ácido clorídrico e a água adicionada a mistura 
em alguns frascos. Assim, podemos determinar a concentração de água no 
equilíbrio. 
O ácido clorídrico utilizado em laboratório é da empresa Isofar Industria 
e Comercio de Produtos Quimicos, Ltda. Possui pureza de 37,25%, densidade 
de 1,19 (Kg/L) e concentração molar de 3 mol/L. 
Faz-se necessário determinar a massa de água contida nessa solução 
original para ser usada nos cálculos posteriores. 
Cálculos: 
Precisamos calcular a massa do ácido 3 mol/L contido no volume de 
250 mL: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para calcularmos a massa de ácido presente em um certo volume de 
solução utilizamos a seguinte relação: 
 
 
 
 
Onde, d corresponde a densidade e P a pureza do ácido concentradoutilizado. Sendo a densidade igual a 1,19 kg/L e pureza igual a 37,25%, temos: 
 
 
 
 
 
 
O sinal de igualdade da equação acima representa uma equivalência 
entre massa e volume, ou seja, em 1 mL de ácido concentrado temos 0,44 g do 
ácido. 
Então, sendo 18,177 g a massa utilizada em 166 mL de solução 3mol/L, 
temos que: 
 1 mL -------- 0,443g 
x mL-------- 27,375g 
x = 61,795 mL 
 
Este é o volume real de ácido contido nos 250 mL de solução 3 mol/L, 
portanto o volume de água será a diferença: 
 
 
 
 
Este é o volume total de água presente em 250 mL da solução 3 mol/L 
utilizada nos frascos de 1 a 7. 
Em cada frasco foi adicionado 7mL de solução de ácido clorídrico. 
Como em 250 mL de solução temos 188,205 mL de água, então: 
 
188,205 mL -------- 250 mL 
x mL------------------7 mL 
x = 5,270 mL de água 
 
Considerando que a densidade da água é 1g/mL, o valor acima 
corresponde a 5,270 g. 
 
Temos então: 
 Tabela 3 – Massa de água da solução 
Frasco Massa (g) H2O 
1 5,270 g 
2 5,270 g 
3 5,270 g 
4 9,270 g 
5 7,270 g 
6 5,270 g 
7 12,270 g 
 
 
Em seguida, foi calculada a concentração de ácido acético nos frascos de 1 
a 6. Este valor será obtido pela diferença do volume de hidróxido de sódio 
gasto na titulação da solução do frasco 7 e dos volumes de hidróxido de sódio 
encontrados nas titulações dos frascos de 1 a 6, já citados na tabela 2. 
 
 Volume encontrado na titulação de hidróxido de sódio 
 
Volume de hidróxido de sódio usado na titulação do ácido clorídrico do 
frasco 7: 
VNaOH = 7,7 mL 
Tabela 4 – Volume de CH3COOH 
Frasco Volume de CH3COOH 
1 25,3 mL – 7,7 mL = 17,6 mL 
2 66,3 mL – 7,7 mL = 58,6 mL 
3 35,6 mL – 7,7 mL = 27,9 mL 
4 31,3 mL – 7,7 mL = 23,6 mL 
5 40,4 mL – 7,7 mL = 32,7 mL 
6 49,8 mL – 7,7 mL = 42,1 mL 
 
Tabela 5 – Concentração e volume do NaOH e CH3COOH 
 
Considerando o avanço da reação ξ no equilíbrio, calculou-se as 
concentrações dos reagentes e dos produtos. 
 
Tabela 6 – Avanço da reação 
 
CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 H2O 
INICIO 1 mol 1 mol 0 0 
EQUILIBRIO 1-ξ mol 1-ξ mol ξ mol ξ mol 
 
Cálculo das concentrações no equilíbrio: 
 Média das concentrações do ácido acético: 0,310 mol L-1 
 
Frasco 
Concentração do 
NaOH (mol/L) 
Volume de 
NaOH (mL) 
Volume de 
CH3COOH (mL) 
Concentração de 
CH3COOH (mol/l) 
1 1 7,7 17,6 0,438 
2 1 7,7 58,6 0,131 
3 1 7,7 27,9 0,276 
4 1 7,7 23,6 0,326 
5 1 7,7 32,7 0,235 
6 1 7,7 42,1 0,183 
 Cálculo do avanço da reação no equilíbrio a partir da concentração do 
ácido acético: 
 
 
 
 
 
 
O número de mols de etanol é igual ao número de mols do ácido 
acético, então, conclui-se que a concentração deles é a mesma, no 
equilíbrio: 
[ ] [ ] 
 
A partir do avanço pode-se calcular a concentração molar do 
acetato de etila: 
[ ] 
 
 
 
[ ] 
 
 
 
[ ] 0,71 mol L
-1 
Tabela 7 – Concentrações no equilíbrio 
CONCENTRAÇÕES NO EQUILIBRIO (mol L-1) 
CH3COOH CH3CH2OH CH3COOC2H5 
0,31 0,31 0,71 
 
Usando a seguinte equação para se calcular a constante de equilíbrio: 
 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
 
 
 
 
 
 
 
A partir do valor obtido de K, calculou-se a energia de Gibbs padrão, ∆G0 para 
o processo. Considerando a temperatura ambiente 30 ºC (303,15 K) e R=8,314 J mol-1 
K-1. Têm-se: 
 
 = -5,041 KJ mol-1 
5. CONCLUSÃO: 
 
Com o experimento realizado, pôde-se analisar as propriedades do sistema 
fechado na condição de equilíbrio. A reação química estudada é reversível e por 
isso, há uma tendência de os átomos se rearranjarem na direção de formação 
dos reagentes e dos produtos. Entretanto, é necessário analisar a energia livre 
de Gibbs da reação, com o intuito de determinar a sua espontaneidade e assim, 
o sentido em que ela ocorre. Com os cálculos da constante de equilíbrio 
verificou-se que a concentração dos produtos é maior do que a concentração 
dos reagentes, o que prova que a reação ocorre espontaneamente no sentido de 
formação dos produtos. Além disso, outro fato que confirma a espontaneidade 
da reação em tal sentido foi o valor negativo encontrado da Energia Livre de 
Gibbs ( . Isso ocorre em virtude de os átomos da reação se rearranjarem 
na tentativa de diminuir a sua energia potencial química e, por isso, a energia 
potencial final da reação é menor do que a energia inicial. 
 
 
 
 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS 
 
 Atkins, P., De Paula, J, Físico-Química, 8ª Ed., vol. 1, cap. 9: 
Equilíbrio químico. Castellan, G., Fundamentos de Físico-
Química. 
 Atkins, P., De Paula, J, Físico-Química, 8ª Ed., vol. 2, cap. 9: 
Equilíbrio químico. Castellan, G., Fundamentos de Físico-
Química. 
 Castellan, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química. Rio de 
Janeiro: LTC, 2011. 
 http://bioquimica.ufcspa.edu.br/pg2/pgs/quimica/energilivre.pdf 
(Data e Horário de acesso: 21/01/2013 às 16:23) 
 
http://bioquimica.ufcspa.edu.br/pg2/pgs/quimica/energilivre.pdf