EXPERIMENTO - DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (1)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE - UFRN
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA - CCET
INSTITUTO DE QUÍMICA - IQ
DISCIPLINA DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
DOCENTE: PROF. DR. TIAGO PINHEIRO BRAGA
DISCENTES: JESSICA NICOLE BARROS DE SOUSA E JOÁS DE LIMA
MATIAS
EXPERIMENTO - DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO
Natal/RN
2024
JESSICA NICOLE BARROS DE SOUSA
JOÁS DE LIMA MATIAS
EXPERIMENTO - DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO
Relatório referente à disciplina experimental de
Físico-Química do curso de Química do Petróleo do
Centro de Ciências Exatas da Terra da Universidade
Federal do Rio Grande do Norte.
Professor: Prof. Dr. Tiago Pinheiro Braga
Natal/RN
2024
RESUMO
Para entender os fenômenos avaliados na espectrofotometria, é crucial compreender o
princípio da transmitância. A transmitância é definida como a fração da radiação que incide
sobre uma solução e consegue atravessar o meio sem ser absorvida. Na espectrofotometria, a
lei de Lambert-Beer estabelece que o coeficiente de absorção molar é diretamente
proporcional à capacidade do analito em absorver luz. No contexto prático do experimento
realizado, foi necessário diluir a solução de KSCN (tiocianato de potássio) de 0,02 M para
0,002 M em HNO3 0,25 M, seguido pela preparação das soluções-padrão. Isso envolveu a
diluição de 10 mL da solução de 0,02 M em 100 mL de água destilada. O experimento foi
bem-sucedido para estudar a reação de complexação dos íons Fe3+ com íons SCN-, além de
permitir medições de concentração e obtenção das constantes de equilíbrio através da
absorbância medida em um espectrofotômetro.
Palavras-chave: Constante de Equilíbrio; Concentração; Espectrofotômetro.
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 5
2. OBJETIVOS 7
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS 7
PARTE A: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO 7
PARTE B: CALIBRAÇÃO DO ESPECTROFOTÔMETRO 7
PARTE C: COLETA DE DADOS 7
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 8
PARTE A: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO 8
MATERIAIS E REAGENTES 8
PARTE B: CALIBRAÇÃO DO ESPECTROFOTÔMETRO 9
PARTE C: COLETA DE DADOS 10
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 11
PARTE I: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO 11
PARTE II: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 14
5. CONCLUSÃO 17
6. REFERÊNCIAS 18
1. INTRODUÇÃO
A análise espectrofotométrica envolve a interação de substâncias com radiação
eletromagnética. Quando um feixe de luz monocromática incide sobre uma substância, a
energia pode ser absorvida, transmitida, dispersa ou refletida. Este método permite
determinar os comprimentos de onda da luz que são absorvidos ou transmitidos, pois cada
composto tem uma faixa de absorção única. A espectrofotometria é classificada como
“UV-visível” quando abrange os comprimentos de onda do ultravioleta (aproximadamente
entre 10 nm e 400 nm) e da luz visível (aproximadamente entre 400 nm e 780 nm), ou como
“IV” quando cobre a faixa do infravermelho (aproximadamente entre 780 nm e 15.000 nm).
Um espectrofotômetro é utilizado para medir a quantidade de luz absorvida por uma
substância. Vários fatores podem afetar a quantidade de radiação absorvida, incluindo o
comprimento de onda da radiação incidente, o percurso óptico e a concentração da solução.
Essa relação é descrita pela lei de Beer-Lambert.
Segundo a lei de Beer-Lambert, a absorbância é proporcional à concentração da
espécie absorvente "c" (mols por litro) e ao percurso óptico "b" (centímetros) do meio
absorvente, conforme a equação:
(Equação 1)𝐴 = ε𝑏𝑐
onde é a absortividade molar (L mol-1 cm-1). Assim, com a absortividade do material, oε
percurso óptico e a absorbância, é possível monitorar a variação da concentração das
substâncias durante uma reação, desde que a curva de calibração da espécie de interesse tenha
sido previamente estabelecida.
A constante de equilíbrio K indica a posição de equilíbrio em uma reação química.
Para reações do tipo:
(Equação 2)𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
a expressão da ação das massas é dada por:
(Equação 3)𝑄 = [𝐴]𝑎·[𝐵]𝑏
[𝐶]𝑐·[𝐷]𝑑
Essa expressão se aproxima da constante de equilíbrio K quando um equilíbrio
dinâmico é atingido entre os reagentes e produtos. É importante destacar que essa igualdade é
obtida ao considerar atividades em vez de concentrações molares.
No experimento específico, K é determinado para um sistema químico onde todas as
espécies são solúveis, envolvendo o equilíbrio entre o íon férrico (Fe3+), o íon tiocianato
(SCN–) e o íon FeNCS2+, conforme a equação abaixo:
Fe+3 6H2O(aq) + SCN- ⇋ FeNCS2+ 5H2O(aq) + H2O(l) (Equação 4)· ·
A constante de equilíbrio é então expressa por:
(Equação 5)𝐾 = 
[𝐹𝑒𝑁𝐶𝑆2+ · 5𝐻
2
𝑂] 
[𝐹𝑒3+ * 6𝐻
2
𝑂]𝑒𝑞 * [𝑆𝐶𝑁−] 𝑒𝑞 
2. OBJETIVOS
Determinar a constante de equilíbrio de uma reação de complexação em
solução através da técnica de espectrofotometria.
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
PARTE A: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO
Efetuar a curva de calibração a partir das leituras absorbância.
PARTE B: CALIBRAÇÃO DO ESPECTROFOTÔMETRO
Calibrar o equipamento para leitura
PARTE C: COLETA DE DADOS
Converter as leituras de transmitância e absorbância e comparar os resultados.
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
PARTE A: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO
MATERIAIS E REAGENTES
- Espectrofotômetro UV-VIS;
- Solução de KSCN (tiocianato de potássio) 0,02 M
- Solução de Fe(NO3)3 0,2 M
- Solução HNO3 (ácido nítrico) 0,25 M
- Balões volumétricos de 10 mL
- Balões volumétricos de 100 mL
- Pipetado e/ou Pêra
- Proveta de 100mL
- 1 Pissseta
- Pipeta volumétrica de 1 mL
- Pipeta volumétrica de 2 mL
- Pipeta volumétrica de 5mL
- Erlenmeyer de 50 mL
- Becker de 25 mL
- Cubetas
PREPARAÇÃO DAS SOLUÇÕES
- Inicialmente, foi necessário realizar um procedimento de diluição da solução de
KSCN (tiocianato de potássio) 0,02 M para 0,002 M em um balão de 100mL;
- Após o preparo da solução, foram preparadas 5 soluções com KSCN 0,002 M com
Fe(NO3)3 0,2 M em um balão volumétrico de 10 mL e completados com ácido nítrico
a 0,25 M sendo um deles o branco com apenas KSCN 0,002 M e ácido nítrico. Como
indica a tabela 1 abaixo.
Tabela 1 - Soluções
Solução KSCN 0,002 M Fe(NO3)3 0,20 M HNO3
1 (Branco) 0,00 mL 5,0 mL Completar
2 0,25 mL 5,0 mL Completar
3 1,00 mL 5,0 mL Completar
4 2,00 mL 5,0 mL Completar
5 3,00 mL 5,0 mL Completar
Autor (2024)
Na coluna quatro da Tabela 1 (da esquerda para a direita), o termo "completar"
referente ao HNO3 0,25 M indica que este ácido nítrico foi utilizado para completar o volume
do balão volumétrico em até 10 mL. Isso significa que após adicionar uma quantidade
medida do ácido nítrico 0,25 M, o volume no balão foi ajustado até atingir exatamente 10 mL
através da adição do ácido nítrico, assegurando que a solução final contivesse a concentração
e o volume desejados para o experimento.
PARTE B: CALIBRAÇÃO DO ESPECTROFOTÔMETRO
A solução 1 foi utilizada como branco analítico. Para as soluções-problema,
escolheu-se o comprimento de onda de 520 nm para medir as absorbâncias, visando a
construção da curva padrão posteriormente, conforme a Lei de Lambert-Beer.
Após preparar as soluções-padrão e as soluções-problema, o espectrofotômetro foi
ligado com 10 minutos de antecedência à primeira aferição. Foi realizado o ajuste do
aparelho para 0% de transmitância sem a amostra (branco) e 100% de transmitância com o
branco.
Em seguida, foram medidas as absorbâncias da solução-padrão no comprimentos de
onda de 520 nm, zerando sempre com o branco. Registrou-se então as absorbâncias das
soluções-padrão de 2 a 5 nesse comprimento de onda.
PARTE C: COLETA DE DADOS
Converter as leituras de absorbância e comparar os resultados.
PREPARAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Para a segunda etapa foi preparado soluções de acordo com a tabela abaixo.
Tabela 2 - Coleta de dados
Solução KSCN 0,002 M Fe(NO3)3 0,20 M HNO3
1 0,5 mL 5,0 mL Completar
2 1,00 mL 5,0 mL Completar
3 2,00 mL 5,0 mL Completar
4 2,50 mL 5,0 mL Completar
5 3,00 mL 5,0 mL Completar
Autor (2024)
Após preparar as soluções-problema, para a coleta de dados, o espectrofotômetrofoi
calibrado utilizando o branco analítico como referência. Foram registradas as percentagens de
absorbância de todas as soluções-problema no comprimento de onda de 520 nm.
Durante a preparação das amostras, a cubeta foi ambientada com as porções da
solução em estudo, sendo em seguida preenchida até a marca superior com a mesma solução.
Após isso, a cubeta foi cuidadosamente seca e o lado externo limpo. É importante destacar
que a cubeta utilizada neste experimento foi de quartzo.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
PARTE I: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO
Através da análise por espectrofotometria UV-VIS, foi inicialmente determinado o
comprimento de onda que exibe a maior absorbância na solução 2. Importante destacar que o
equipamento forneceu os valores diretamente em absorbância, sem necessidade de conversão
das leituras de transmitância (%T) para absorbância (A). Portanto, a Tabela 3 abaixo mostra
os valores de absorbância para os comprimentos de onda investigados.
Tabela 3 - Absorbâncias das soluções para a curva de calibração.
Solução Absorbância
1 branco
2 0,157
3 0,451
4 0,860
5 1,220
Autor (2024)
É crucial explicar que o sistema reacional em estudo envolve um equilíbrio químico
entre o íon tiocianato (SCN-) e o íon férrico (Fe3+), resultando no íon-complexo Fe(SCN)2+. A
Equação 6 abaixo representa essa reação:
Fe(NO3)3(aq.) + 3KSCN(aq.) ⇋ Fe(SCN)3(aq.) + 3KNO3(aq.) (equação 6)
Fe3+(aq.) + SCN- (aq.) ⇋ FeSCN2+
(aq.)
Nesta equação iônica líquida, os íons potássio e nitrato são espectadores e não
participam do equilíbrio químico. Durante o preparo das soluções para a reação mencionada,
observou-se qualitativamente um aumento gradual na intensidade da cor das soluções
conforme aumentava a quantidade de solução de KSCN (tiocianato de potássio) 0,002 M em
HNO3 adicionada.
Esse aumento na intensidade da cor é atribuído ao aumento na concentração do íon
tiocianato na solução, o que desloca o equilíbrio químico em direção à formação do produto
Fe(SCN)2+ (íon-complexo). A partir dos dados da tabela 1 acima, calculou-se a concentração
do complexo Fe(SCN)²⁺. Com as absorbâncias obtidas da tabela 3, foi possível construir a
curva de calibração para o experimento.
Considerando que o íon tiocianato é o reagente limitante devido à sua menor
concentração em relação ao íon férrico, a concentração da solução será equivalente à
concentração de tiocianato adicionado, uma vez que o íon férrico está em excesso no meio.
Assim, para cada mol de íon tiocianato em solução, é necessário um mol de íon férrico para
ocorrer a complexação, resultando na concentração do complexo formado igual à
concentração inicial de íon tiocianato. Consequentemente, a absorção máxima a 520 nm foi
determinada para as outras soluções para a construção da curva padrão, conforme a Lei de
Lambert-Beer.
As medidas de absorbância para cada solução padrão a 𝜆máx = 520 nm e as
concentrações iniciais dos íons em solução estão listadas na Tabela 4 abaixo. Os valores de
concentração foram calculados conforme a equação 7 apresentada a seguir.
(Equação 7)𝑀
𝑓
 𝑚𝑜𝑙
𝐿( ) * 𝑉𝑜𝑙
𝑓
 (𝑚𝐿) = 𝑀
𝑖
 𝑚𝑜𝑙
𝐿( ) * 𝑉𝑜𝑙
𝑖
 (𝑚𝐿) 
Tabela 4 - Dados para curva de calibração.
Solução [Fe(SCN)2+(M) Absorbância
1 0 0
2 0,00005 0,157
3 0,0002 0,451
4 0,0004 0,860
5 0,0006 1,316
Autor (2024)
Fazendo uso dos valores coletados e reportados na tabela acima foi possível elaborar
o gráfico da curva de calibração abaixo, gráfico 1.
Gráfico 1 - Curva de calibração para o complexo.
Fonte: Autor (2024)
O uso da curva padrão é uma técnica experimental para determinar concentrações de
soluções, geralmente representada por uma linha reta com alguma dispersão devido a erros
experimentais. A curva de calibração obtida revela uma relação linear entre a absorbância e a
concentração do complexo analisado, com um coeficiente de determinação (R²) aproximado
de 0,998. A Equação 8 descreve esse comportamento:
y = 2142,6 x + 0,0211 (Equação 8)
Onde y (520 nm) representa a absorbância e x (mol L-1) é a concentração molar da amostra
analisada. A absortividade molar foi calculada a partir do coeficiente angular da reta para um
caminho óptico de 1 cm, resultando em um valor de 2029,8 L mol-1 cm-1. Com esses dados de
absortividade molar e absorbância, as concentrações molares podem ser calculadas para cada
solução-problema utilizando a Lei de Lambert-Beer, conforme mostrado na Equação 1.
( Equação 1)𝐴 = ε . 𝑏 . 𝑐
PARTE II: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Foi necessário elaborar um gráfico das leituras de absorbância em função da
concentração molar de Fe(SCN)2+ das soluções-padrão para construir a curva de calibração,
procedeu-se à determinação da concentração molar de Fe(SCN)2+ em equilíbrio para cada
solução-problema utilizando a curva analítica obtida. Em seguida, foram calculadas as
constantes de equilíbrio ( K ) para cada solução.
Nesse contexto, é necessário obter os valores do complexo formado no intuito de
determinar a constante de equilíbrio para essa reação em específico. A partir de 5 ensaios
pré-determinados, as constantes foram obtidas com a sequência de informações descritas nos
procedimentos abaixo. Os valores obtidos foram então utilizados para calcular o valor médio
e o desvio padrão, para fins de comparação com os valores de referência encontrados na
literatura.
Esse processo não apenas permitiu quantificar as concentrações das
soluções-problema, mas também avaliar a precisão dos resultados experimentais através da
análise estatística dos valores obtidos para a constante de equilíbrio, garantindo uma
comparação rigorosa com os dados teóricos disponíveis.
A tabela 5 apresenta os valores de absorbância obtidos para os ensaios determinados
previamente e, utilizando a equação da reta (equação 8), as tabelas a seguir apresenta a
concentração do complexo FeSCN2+.
Tabela 5 - Coleta de dados
Solução [SCN-]Inicial M [Fe3+]Inicial M Absorbância
(520 nm)
1 0,0001 0,1 0,200
2 0,0002 0,1 0,443
3 0,0004 0,1 0,808
4 0,0005 0,1 1,060
5 0,0006 0,1 1,276
Autor (2024)
Para fins de otimização de espaço e tempo, um exemplo do cálculo para obter o valor
do complexo é demonstrado após a tabela e, posteriormente, todos os resultados são
colocados na tabela 6.
y = 2142,6 x + 0,0211 (Equação 8)
Onde x equivale a [FeNCS2+] e y = abs
Para a solução 1, segundo a tabela 5, tem-se que:
0,200 = 2142,6x + 0,0211
2142,6x = 0,200 - 0,0211
2142,6x = 0,1789
x = 0,1789/2142,6
x = 8,345*10-5 mols FeNCS2+
Os valores dos complexos são demonstrados na tabela 6.
Tabela 6 - Dados coletados a partir da equação da reta.
Solução [SCN-] (molL-1) [Fe3+]Inicial (molL-1) Eq. - FeSCN2+
2 0,0001 0,1 0,0000834
3 0,0002 0,1 0,000197
4 0,0004 0,1 0,000367
5 0,0005 0,1 0,000485
6 0,0006 0,1 0,000585
Autor (2024)
Em sequência, tendo em vista que os valores obtidos são referentes a [FeSCN]2+, é
preciso determinar as concentrações dos reagentes de partida para, então, modular a constante
de equilíbrio.
Os cálculos para obter tais concentrações através das equações descritas abaixo:
[Fe3+]eq= [Fe3+]In - [FeSCN]2+eq (Equação 9)
[SCN-]eq= [SCN-]In - [FeSCN2+]eq (Equação 10)
Conforme os cálculos obtidos anteriormente, a tabela 7 apresenta os respectivos valores das
concentrações no equilíbrio de todas as espécies envolvidas:
Para se calcular a constante de equilíbrio, é necessário seguir a equação abaixo:
(Equação 11)𝐾 = [𝐹𝑒𝑆𝐶𝑁2+]
[𝐹𝑒3+] * [𝑆𝐶𝑁−]
Para a solução 1, a constante fica:
𝐾 = 0,0000834
[0,0999166] * [0,0000166]
𝐾 = 50, 28
Agora, finalizando os dados, a tabela 10 apresenta cada ensaio realizado com seu
respectivo valor de constante de equilíbrio:
Tabela 7 - Dados com a constante de equilíbrio.
Solução [SCN-]
(molL-1)
[Fe3+]Inicial
(molL-1)
Eq. -
FeSCN2+
Eq. - Fe3+ Eq. - SCN- K
1 0,0001 0,1 0,0000834 0,0999166 0,0000166 50,28
2 0,0002 0,1 0,000197 0,099803 0,000003 657,96
3 0,0004 0,1 0,000367 0,099633 0,000033 111,62
4 0,0005 0,1 0,000485 0,0995150,000015 324,91
5 0,0006 0,1 0,000585 0,099415 0,000015 392,30
Autor (2024)
Realizando o cálculo da média entre os valores, obtemos um valor de : 307,414.
Analisando os resultados acima, pode-se perceber que o grau de dispersão dos dados da
constante de equilíbrio de cada solução-problema está em torno da média amostral de
302,414.
Ao comparar com valores encontrados na literatura, como os de Nyasulu e Barlag
(2011), onde a determinação da constante de equilíbrio resultou em um valor de K = 113 L
mol-1, observa-se que esse valor é relativamente baixo. Na própria publicação, é explicado
que esse valor reduzido se deve à negligência dos coeficientes de atividade e ao menor rigor
no método de calibração adotado. Além disso, a literatura também apresenta um valor de K =
138. Tal discrepância pode estar relacionada a diferentes concentrações das soluções
utilizadas nos estudos, ou ainda a erros cometidos durante a execução dos procedimentos
experimentais, que influenciaram o resultado final do valor médio dessa constante. Esses
erros podem ser sistemáticos, como na preparação das soluções, aferição imprecisa do
volume necessário nas pipetas e balões volumétricos para o preparo das soluções diluídas, o
que gera erros na determinação das concentrações. Também podem ser erros aleatórios, como
a seleção analógica dos comprimentos de onda no espectrofotômetro UV-Visível.
5. CONCLUSÃO
De acordo com o experimento descrito neste trabalho, foi possível determinar a constante de
equilíbrio da reação de complexação entre o íon tiocianato e o íon férrico utilizando a técnica
de espectrofotometria UV-visível. O valor da absortividade molar do complexo, necessário
para aplicar a lei de Lambert-Beer, foi determinado a partir da construção de uma curva de
calibração baseada nos dados obtidos com as soluções analisadas. A equação da reta, que
relaciona a absorbância à concentração molar do complexo, foi estabelecida através da
regressão linear, explicando a variação dos dados pelo modelo linear obtido, conforme
descrito pela Lei de Lambert-Beer. Utilizando os valores de absorbância molar em um
comprimento de onda específico, foi possível calcular as concentrações do complexo nas
cinco soluções preparadas – denominadas soluções problema – após atingir o equilíbrio de
reação. Comparando o valor da constante de equilíbrio obtido com os dados da literatura,
observou-se uma diferença, possivelmente decorrente de erros sistemáticos, como erros
instrumentais ou do próprio analista durante a execução do procedimento experimental. No
entanto, o experimento mostrou-se bem-sucedido para fins de estudo da reação de
complexação entre íons Fe3+ e íons SCN-, bem como para medições de concentração e
obtenção de constantes de equilíbrio a partir de medidas de absorbância em
espectrofotômetro.
6. REFERÊNCIAS
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Acesso em: 28 de set. de 2022
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ATIKINS, P.; DE PAULA, J. Físico-química –Fundamentos. Vol.1. 9. ed.LTC, 2012.
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ESPECTROFOTOMETRIA: Análise de concentração de soluções. Kasvi, Paraná, 16 de
fev. de 2018. Disponível em:. Acesso em: 25 de set. de 2022.
FUNDAMENTOS da espectrofotometria. UFJF, Minas Gerais, 06 de set. de 2011.
Disponível em:. Acesso em: 26 de set. de 2022.
NYASULU, Frazier; BARLAG, Rebecca. Colorimetric Determination of the
Iron(III)−Thiocyanate Reaction Equilibrium Constant with Calibration and Equilibrium
Solutions Prepared in a Cuvette by Sequential Additions of One Reagent to the Other.
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SKOOG & WEST & HOLLER et al. Fundamentos de Química Analítica. 8 ed.
SPENCER, Luis. Lei de Lambert-Beer. Wikiciencias, Porto, 17 de fev. 2011. Disponível
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VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981