Aula 8_ Equilíbrio-Químico

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FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
Equilíbrio químico em soluções
1. Introdução
A reação entre um álcool e um ácido apresenta como produto éster e água, reação direta, enquanto o éster hidrolisado produz ácido e álcool, reação inversa. Estas reações opostas atingem o equilíbrio quando suas velocidades se igualam. A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em termo das atividades dos vários componentes do sistema. Para as soluções diluídas, consideradas ideais, as constantes de equilíbrio são calculadas simplesmente em termo das concentrações dos reagentes e dos produtos. Concentração e número de mol possuem equivalência, por isso, nos cálculos, assume-se que a constante de equilíbrio pode ser obtida usando o número de mols.
O exemplo específico a ser considerado aqui e a formação de acetato de etila a partir de ácido acético e etanol, de acordo com a Equação 1.
𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯 + 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 ⇄ 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑪𝟐𝑯𝟓 + 𝑯𝟐𝑶	(𝟏)
A constante de equilíbrio da reação inversa hidrólise do éster e dada pela Equação 2.
[𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯][𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯]
𝑲 =
[𝑪𝑯𝟑
𝑪𝑶𝑶𝑪𝟐
𝑯𝟓
][𝑯𝟐
𝑶]	(𝟐)
Em que [ ] representa a concentração dos componentes da reação ou em termos equivalentes, o número de mols das substâncias que participam da reação. Como a hidrólise de ésteres é, normalmente, um processo lento utiliza-se um catalisador (por exemplo, ácido clorídrico) para se alcançar mais rapidamente o equilíbrio. Em adição, quando se refere a equilíbrio químico, não se pode deixar de citar o princípio de Le Chatelier que se aplica aos equilíbrios dinâmicos em sistemas fechados e pode ser enunciado como: “quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força (perturbação), ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito desta força”.
2. Objetivo
Determinar a constante de equilíbrio da reação inversa de hidrólise de um éster em solução.
3. Materiais e Métodos
3.1 Materiais utilizados
· Frascos de vidro com tampa;
· Bureta;
· Erlenmeyers;
· Pipetas;
· Béqueres;
· Acetato de etila;
· Ácido acético glacial;
· Etanol;
· Solução de NaOH (0,5 mol L -1);
· Solução de HCl (3,0 mol L -1);
· Fenolftaleína.
3.2 Procedimento Experimental
3.2.1 Preparação dos frascos (sistemas) reacionais
I. Enumere 12 tubos de ensaio (de 1 a 12) com tampa em suporte apropriado, onde serão realizadas as misturas das substâncias de acordo com a Tabela 1.
II. As misturas preparadas devem ser mantidas em frascos de vidro bem tampados, para evitar evaporação até que o equilíbrio seja estabelecido, processo este que leva aproximadamente 1 semana (7 dias). O equilíbrio é pouco afetado por questões de temperatura, assim, não é necessário o controle da mesma;
Tabela 1 – Volumes iniciais (em cm3), densidades e massas molares das substâncias envolvidas nas misturas reacionais.
	Frasco
	Acetato de etila
	Água
	Etanol
	Ácido acético
	Solução de HCl (3,0 M)
	1
	0
	5
	0
	0
	5
	2
	5
	0
	0
	0
	5
	3
	4
	1
	0
	0
	5
	4
	4
	0
	1
	0
	5
	5
	4
	0
	0
	1
	5
	6
	3
	2
	0
	0
	5
	7
	3
	0
	0
	2
	5
	8
	3
	1
	1
	0
	5
	9
	3
	0
	2
	0
	5
	10
	3
	0
	1
	1
	5
	11
	3
	1
	0
	1
	5
	12*
	3
	2
	0
	0
	5
	 / g cm-3 (20 °C)
	0,9003
	0,9982
	0,7893
	1,0492
	1,0640
	M / g mol-1
	88
	18
	46
	60
	36,5
*Mistura preparada na data do experimento (titulação) para ser comparado ao frasco 6.
3.2.2 Determinação das quantidades das substâncias dos frascos reacionais
As determinações devem ser realizadas mediante processo de titulação, em triplicata, de acordo com o descrito abaixo.
I. Pipetar 3 alíquotas de 2 mL da solução de cada frasco da Tabela 1 (preparadas anteriormente) e transferir cada uma para um erlenmeyer de 125 mL;
II. Adicionar 40 mL de água destilada e 5 gotas de fenolftaleína a cada amostra e titular com uma solução de NaOH a 0,5 mol L-1. Anotar o volume gasto em cada titulação e preencher a Tabela 2 como solicitado;
3.2.3 Utilização dos dados
I. (
H2O
)A massa de água na solução inicial m0	, de cada frasco é dada pela Equação 3:
 (
𝑯
𝟐
𝑶
)𝒎𝟎	= 𝒎′ + 𝒎𝒂	(𝟑)
II. Em que: m’ é a massa de água pura usada no preparo das misturas da Tabela 1, mais a massa da água contida em 5 mL da solução 3,0 mol L-1 de HCl. Essa massa (ma) é calculada utilizando a densidade da solução de ácido clorídrico, dada na Tabela 1, e a massa de HCl contida nos 5 mL de solução.
III. A quantidade de ácido acético, no equilíbrio, nas soluções dos frascos de números 2 a 11, é calculada a partir do volume da solução de hidróxido de sódio. Esse volume é igual ao volume de base gasto na titulação menos o volume de hidróxido gasto na titulação do branco (frasco 1).
IV. No preparo das soluções dos frascos de 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 relação estequiométrica, observa-se que para cada um 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.
V. As massas e, consequentemente, o número de mols dos quatro reagentes, nas misturas originais, são calculadas utilizando as suas densidades e massas molares (Ver Tabela 1).
VI. A partir dos dados obtidos, calcula-se o número de mols no equilíbrio, dos quatro reagentes para as soluções dos frascos de números 2 a 11.
VII. Pela Equação 2, calcula-se a constante de equilíbrio para as onze soluções.
3.2.4 Resultados a serem apresentados
I. Cálculos referentes à obtenção do número de mols dos reagentes nas soluções iniciais e no equilíbrio.
II. Tabelas 2, 3 e 4 preenchidas.
III. Valor médio da constante de equilíbrio, a temperatura ambiente.
IV. Discussão acerca das características da amostra do frasco 12 comparando-as com as da amostra do frasco 6.
Tabela 2 – Média dos volumes gastos (em mL) de solução de NaOH 0,5 mol L-1 nas titulações para cada frasco erlenmeyer.
	Erlenmeyer
	Vm*
	Vm - Vm(1)**
	1
	
	
	2
	
	
	3
	
	
	4
	
	
	5
	
	
	6
	
	
	7
	
	
	8
	
	
	9
	
	
	10
	
	
	11
	
	
	12
	
	
Vm* = Volume médio de NaOH gasto na titulação de cada erlenmeyer. Vm(1)** = Volume médio de NaOH gasto na titulação do erlenmeyer 1.
Tabela 3 – Números de mols dos reagentes nos 10 mL de cada mistura reagente inicial.
	Erlenmeyer
	Acetato de etila
	Água
	Etanol
	Ácido acético
	2
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	4
	
	
	
	
	5
	
	
	
	
	6
	
	
	
	
	7
	
	
	
	
	8
	
	
	
	
	9
	
	
	
	
	10
	
	
	
	
	11
	
	
	
	
	12
	
	
	
	
Tabela 4 – Números de mols dos reagentes e produtos no ponto de equilíbrio e valor da constante de equilíbrio
(K) em cada mistura reagente.
	Erlenmeyer
	Acetato de etila
	Água
	Etanol
	Ácido acético
	Constante de equilíbrio (K)
	2
	
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	
	4
	
	
	
	
	
	5
	
	
	
	
	
	6
	
	
	
	
	
	7
	
	
	
	
	
	8
	
	
	
	
	
	9
	
	
	
	
	
	10
	
	
	
	
	
	11
	
	
	
	
	
	12
	
	
	
	
	
	Valor médio para a constante de equilíbrio
	
Pré-teste
Os questionamentos abaixo devem ser entregues até as 19h15min do dia aula experimental.
1. Demonstre os cálculos necessários para atender ao item 3.2.2.
2. Derive a equação 2 a partir do conceito de atividade.