Relatorio 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
FÍSICO QUÍMICA II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO I 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE 
UMA REAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS - MA 
2023 
SARAH AFONSO MOTA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO I 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA 
REAÇÃO 
 
 
Relatório apresentado ao curso de Química 
da Universidade Federal do Maranhão – 
UFMA, como requisito de avaliação na 
disciplina Físico Química II. Prof. Dr. 
Roberto Batista de Lima. 
 
 
 
 
SÃO LUÍS - MA 
2023 
1. OBJETIVOS 
 
 Analisar o estado de equilíbrio entre ácido acético e etanol em uma reação química. 
 Observar a tendência dos átomos do sistema em permanecerem como reagentes ou se 
rearranjarem como produtos. 
 Determinar a constante de equilíbrio da reação em um sistema fechado. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A constante de equilíbrio e a energia livre de Gibbs são conceitos fundamentais 
na termodinâmica química que descrevem o comportamento das reações químicas em 
equilíbrio. 
A constante de equilíbrio, simbolizada por K, é uma medida da relação entre as 
concentrações dos produtos e dos reagentes em uma reação química quando o equilíbrio 
é atingido. Ela é determinada pela estequiometria da reação, ou seja, pelos coeficientes 
das espécies participantes na equação química balanceada. A constante de equilíbrio é 
expressa como o quociente das concentrações (ou pressões parciais) dos produtos 
elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos dividido pelo quociente das 
concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes elevadas aos seus respectivos 
coeficientes estequiométricos. O valor de K é específico para uma determinada 
temperatura e é independente das concentrações iniciais dos reagentes. 
A energia livre de Gibbs, simbolizada por ΔG, é uma função termodinâmica que 
relaciona a energia disponível para realizar trabalho em um sistema químico com a 
espontaneidade de uma reação. ΔG é calculado pela diferença entre a energia livre de 
Gibbs dos produtos e a energia livre de Gibbs dos reagentes. Ela é determinada pela 
entalpia (ΔH) e pela entropia (ΔS) do sistema, juntamente com a temperatura absoluta 
(T), de acordo com a equação ΔG = ΔH - TΔS. 
Quando uma reação atinge o equilíbrio, ΔG é igual a zero, indicando que não há 
mais mudanças líquidas no sistema. Nesse ponto, a energia livre de Gibbs padrão de 
reação, ΔG°, pode ser usada para calcular a constante de equilíbrio através da equação 
ΔG° = -RT ln(K), onde R é a constante dos gases ideais e T é a temperatura absoluta. 
A constante de equilíbrio e a energia livre de Gibbs fornecem informações sobre 
a direção em que uma reação química ocorrerá e a extensão em que os reagentes são 
convertidos em produtos. Valores de K maiores que 1 indicam que a reação é favorecida 
para a formação de produtos, enquanto valores menores que 1 indicam que a reação é 
favorecida para a formação de reagentes. Além disso, o sinal de ΔG indica se a reação é 
espontânea (ΔG < 0) ou não espontânea (ΔG > 0) na temperatura considerada. 
Em resumo, a constante de equilíbrio e a energia livre de Gibbs são conceitos 
inter-relacionados que nos permitem compreender e prever o comportamento das reações 
químicas em equilíbrio, fornecendo informações valiosas sobre a direção e a 
espontaneidade das reações. 
 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS 
 
 Erlenmeyer. 
 Bureta. 
 Pipeta. 
 Solução aquosa de HCl (3,0 mol / L). 
 Solução aquosa de NaOH (1,0 mol / L). 
 Fenolftaleína. 
 Acetato de Etila. 
 Ácido Acético Glacial. 
 Álcool Etílico (Etanol). 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 Enumerar frascos de erlenmeyers e adicionar os volumes de acordo com a tabela 
abaixo: 
Tabela 1. Volumes e composição de cada frasco 
Frasco HCl (0,3M) Etanol Acetato de Etila Água Destilada Ac. Acético Glacial 
1 5,0 mL - - 5,0 mL - 
2 5,0 mL - 5,0 mL - - 
3 5,0 mL - 4,0 mL 1,0 mL - 
4 5,0 mL - 2,0 mL 3,0 mL - 
5 5,0 mL 1,0 mL 4,0 mL - - 
6 5,0 mL - 4,0 mL - 1,0 mL 
7 5,0 mL 4,0 mL - - 1,0 mL 
 
 
 Agitar e arrolhar muito bem cada frasco e deixá-los à temperatura ambiente até que o 
equilíbrio seja atingido (uma semana). Agitar as soluções ocasionalmente. 
 Titular cada uma das soluções com solução de NaOH 1,0 mol/L usando fenolftaleína 
como indicador. 
 Completar a tabela abaixo com o volume (mL) gasto na titulação com NaOH 1,0 
mol/L. 
Tabela 2. Volumes gastos de NaOH 1,0 mol/L na titulação 
Frasco Volume de NaOH 
1 7,5 mL 
2 10,1 mL 
3 8,5 mL 
4 4,6 mL 
5 13,0 mL 
6 13,6 mL 
7 2,1 mL 
 
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS 
 
Quando o sistema está em equilíbrio, podemos determinar o valor da constante 
de equilíbrio utilizando as concentrações dos produtos e dos reagentes, mantendo a 
temperatura e a pressão constantes. No caso específico da reação entre ácido acético e 
etanol, formando acetato de etila e água, a equação química e a constante de equilíbrio 
são: 
CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O 
𝐊 =
[𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐂𝟐𝐇𝟓]. [𝐇𝟐𝐎]
[𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇]. [𝐂𝟐𝐇𝟓𝐎𝐇]
 
Para calcular a constante de equilíbrio, é necessário obter a massa de água 
presente em cada frasco. Essa massa de água é a soma da quantidade de água utilizada 
para diluir a solução de ácido clorídrico e a quantidade de água adicionada à mistura em 
alguns frascos. Dessa forma, é possível determinar a concentração de água no estado de 
equilíbrio. 
1. Massa do ácido clorídrico 3,0M em um volume de 250 mL: 
Dados: PM = 36,5 g/mol 
M =
m
PM. V
 
3,0 mol/L =
m (g)
36,5 g mol−1. 0,250L
 
m = 27,375 g 
2. Massa do ácido clorídrico em 1 mL com pureza = 37,25% e densidade = 1,19kg/L: 
d. P
100
= 1mL 
1,19kg/L .37,25
100
= 1mL 
𝟎, 𝟒𝟒𝟑𝐠 = 𝟏𝐦𝐋 
3. Volume de água em 250mL de solução de ácido clorídrico 3,0M: 
Utilizando a massa do item 1: 
0,443g --- 1mL 
27,375g --- x 
x = 61,795mL 
Este é o volume real de ácido contido nos 250 mL de solução 3,0M, portanto o volume 
de água será a diferença: 
Volume de Água = 250mL − 61,795mL 
𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞 𝐝𝐞 á𝐠𝐮𝐚 = 𝟏𝟖𝟖, 𝟐𝟎𝟓 𝐦𝐋 
4. Massas de água nos frascos: 
Em cada frasco foi adicionado 5,0 mL de solução de ácido clorídrico. Como em 250 
mL de solução temos 188,205 mL de água, então: 
188,205 mL --- 250 mL 
x --- 5,0 mL 
x = 3,7641 mL de água 
Considerando que a densidade da água é 1g/mL, o valor acima corresponde a 3,7641 
g. Temos então: 
 Tabela 3. Massa de água da solução 
Frasco Massa H2O 
1 8,7641 g 
2 3,7641 g 
3 4,7641 g 
4 6,7641 g 
5 3,7641 g 
6 3,7641 g 
7 3,7641 g 
 
Em seguida, foi calculada a concentração de ácido acético nos frascos de 2 a 7. 
Este valor será obtido pela diferença do volume de hidróxido de sódio gasto na titulação 
da solução do frasco 1 e dos volumes de hidróxido de sódio encontrados nas titulações 
dos frascos de 2 a 7, já citados na tabela 2. 
5. Volumes encontrados na titulação de hidróxido de sódio: 
Volume de NaOH utilizado no padrão (frasco1) = 7,5 mL 
Tabela 4. Volumes de CH3COOH 
Frasco Volumes de CH3COOH 
2 10,1 – 7,5 = 2,6 mL 
3 8,5 – 7,5 = 1,0 mL 
4 4,6 – 7,5 = -2,9 mL* 
5 13,0 – 7,5 = 5,5 mL 
6 13,6 – 7,5 = 6,1 mL 
7 2,1 – 7,5 = -5,4 mL* 
Nos frascos 4 e 7 os volumes de titulação encontrados foram menores do que o padrão 
(7,5 mL), isso indica que o ponto de equivalência não foi alcançado. O ponto de 
equivalência é o ponto em que a quantidade estequiométrica exata de titulante (NaOH) é 
adicionada para reagir completamente com o ácido acético. 
6. Concentração e volume do NaOH e CH3COOH: 
Tabela 5. Concentração e volume do NaOH e CH3COOH 
Observação: como nos frascos 4 e 7 os volumes de encontrados foram menores do 
que o padrão, irei desconsiderar no cálculo da média de ácido acético. 
Considerando o avanço da reação ξ no equilíbrio,calculou-se as concentrações dos 
reagentes e dos produtos. 
CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O 
Tabela 6. Avanço da reação 
 CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 H2O 
Início 1 mol 1 mol 0 0 
Equilíbrio 1-ξ mol 1-ξ mol ξ mol ξ mol 
7. Cálculo das concentrações de equilíbrio: 
Média das concentrações de ácido acético = 3,2485 mol/L 
Cálculo do avanço da reação no equilíbrio a partir da concentração do ácido acético: 
3,2485 mol L−1 =
1 − ξ mol
10. 10−3L
 
𝛏 = 𝟎, 𝟗𝟔𝟕𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐬 
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: 
[𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇] = [𝐂𝟐𝐇𝟓𝐎𝐇] = 𝟑, 𝟐𝟒𝟖𝟓 𝐦𝐨𝐥 𝐋
−𝟏 
A partir do avanço pode-se calcular a concentração molar do acetato de etila: 
[CH3COOC2H5] =
ξ
10. 10−3L
 
[CH3COOC2H5] =
0,9675 mols
10. 10−3 L
 
 
Frasco 
Concentração do 
NaOH (mol/L) 
Volume de 
NaOH (mL) 
Volume de 
CH3COOH (mL) 
Concentração de 
CH3COOH (mol/l) 
2 1 7,5 2,6 2,8846 
3 1 7,5 1,0 7,5 
4 1 7,5 -2,9* - 
5 1 7,5 5,5 1,3636 
6 1 7,5 6,1 1,2459 
7 1 7,5 -5,4* - 
[𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐂𝟐𝐇𝟓] = 96,75 mol L
-1 
Tabela 7. Concentrações no equilíbrio 
Concentrações no equilíbrio (mol L-1) 
CH3COOH CH3CH2OH CH3COOC2H5 
3,2485 3,2485 96,75 
8. Calculando a constante de equilíbrio: 
Usando a seguinte equação para se calcular a constante de equilíbrio: 
K =
[CH3COOC2H5]. [H2O]
[CH3COOH]. [C2H5OH]
 
K =
96,75 mol L−1. 1mol L−1
3,2485mol L−1. 3,2485mol L−1
 
𝐊 = 𝟗, 𝟏𝟔𝟖 
9. Calculando a energia livre de Gibbs: 
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: 
ΔG0 = −RT lnK 
ΔG0 = −8,314 ∗ 303,15 ∗ ln (9,168) 
𝚫𝐆𝟎 = −𝟓𝟓𝟖𝟒, 𝟒𝟕𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏 = −5,584 KJ mol-1 
 
6. CONCLUSÃO 
 
O valor negativo da energia de Gibbs (-5,584 kJ/mol) indica que a reação é favorável do 
ponto de vista termodinâmico. Além disso, o valor da constante de equilíbrio (K = 9,168) 
indica que, no estado de equilíbrio, a concentração (ou pressão) dos produtos é maior do 
que a dos reagentes. Com base nessas conclusões, podemos afirmar que a reação entre 
ácido acético e etanol para formar acetato de etila e água é termodinamicamente 
favorável, favorecendo a formação dos produtos no equilíbrio. Os resultados indicam uma 
tendência para a reação ocorrer em direção aos produtos, sugerindo uma eficiência 
razoável da reação. 
 
7. 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.