3º Relatório Físico-Química Experimental - Equilíbrio Químico

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Engenharia Química 
Físico-Química Experimental 
Equilíbrio Químico 
Profª Flávia Duta 
Alunos: 
Thamiris Corrêa 
Daiane Padilha 
 
Rio de Janeiro, 20 de Outubro de 2015 
 
 
1. Objetivos 
 
 Este relatório tem o objetivo de documentar as práticas de equilíbrio químico 
realizadas durante as aulas experimentais de físico-química. Nos dois primeiros 
procedimentos objetiva-se caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos e 
reconhecer os fatores que o influenciam, com base no Princípio de Le Chatelier. Já a 
segunda parte objetiva determinar a constante de equilíbrio da hidrólise de um éster a 
partir de diferentes soluções. 
 
2. Introdução 
 
1. Equilíbrio Químico: 
 
Um dos conceitos mais importantes em química é o conceito de equilíbrio. 
Equilíbrio químico é a situação em que, em uma reação química, a proporção entre os 
reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo [4]. 
Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são 
muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar o equilíbrio. De um modo 
geral, reações químicas são reversíveis e ocorrem até que seja alcançado um estado 
de equilíbrio entre as concentrações dos reagentes e dos produtos. Ou seja, não 
existem reações que consumam todos os reagentes. Todos os sistemas que reagem 
tendem a alcançar um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas 
quantidades de reagentes que estão sendo consumidas até que seja quase impossível 
de se medir [4]. 
Considerando a seguinte reação: A + B  C + D. Supõe-se que certa 
quantidade de A e B está contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que se 
dispõe de um instrumento que permite acompanhar o desenvolvimento da reação. 
Após o início da reação, percebe-se que as concentrações dos reagentes A e B 
diminuem e que as dos produtos C e D aumentam nas mesmas proporções, pois a 
relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas é de 1:1 [4]. O Gráfico 1 
representa esse equilíbrio químico. 
 
 
Figura 1: Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo (Fonte: adaptado de 
Russel Vol. 2, 1980). 
 
Pelo gráfico, as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas 
desde o inicio da reação (t0) até o instante t3, quando o equilíbrio foi atingido. Isso 
significa que as velocidades de reação se tornam menores com o passar do tempo. No 
tempo t0, somente pode ocorrer a reação no sentido de formação dos produtos (reação 
direta). No entanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi 
formada, inicia-se a reação no sentido inverso, no qual se regeneram os reagentes (C 
+ D  A + B). Assim, a velocidade da reação direta diminui com o tempo devido ao 
decréscimo de reagentes, enquanto que a velocidade da reação inversa aumenta, pois 
há um aumento da concentração dos produtos. Por fim, em t3, as velocidades de 
reação direta e inversa se igualam e, a partir deste ponto, não há mais variação das 
concentrações de reagentes e produtos, visto que estes são formados e consumidos 
em velocidades iguais (A + B C + D) [4]. 
 
2. Lei do Equilíbrio Químico 
 
O tratamento quantitativo do equilíbrio depende fundamentalmente de uma 
única relação, conhecida como lei do equilíbrio químico. Considera-se, agora, a reação 
hipotética (aA + bB  cC + dD). As velocidades de reação direta (V1) e indireta (V2) 
são representadas através das equações abaixo: 
 
V1 = K1 ˖ [A]
a ˖ [B]b (1) 
 
V2 = K2 ˖ [C]
c ˖ [D]d (2) 
 
onde K1 e K2 são as constantes de velocidade das reações direta e inversa, 
respectivamente. 
No equilíbrio, tem-se que v1 = v2, o que resulta em: 
 
 
 (3) 
 
 Onde Kc é a constante de equilíbrio. A partir do valor de Kc, sabe-se como será 
o rendimento de uma reação; valores elevados de Kc, por exemplo, indicam um alto 
rendimento, visto que este é obtido através da relação entre as concentrações dos 
produtos e dos reagentes [4]. 
 
3. Equilíbrio Heterogênio: 
 
Reações heterogêneas são aquelas em que reagentes e produtos estão em 
fases diferentes. Em se tratando de fases condensadas puras, as concentrações de 
substâncias sólidas na expressão de equilíbrio tomam valores constantes e podem ser 
incorporadas à constante de equilíbrio. As concentrações de fases líquidas puras, 
neste caso, também não aparecem na expressão da constante. Porém, quando as 
reações ocorrem em soluções líquidas ou sólidas, suas concentrações são variáveis e, 
portanto, seus termos de concentração na expressão da ação das massas não podem 
ser incorporados à constante de equilíbrio [4]. 
 
4. Princípio de Le Chatelier: 
 
Um sistema em equilíbrio mostra uma tendência a compensar os efeitos de 
influências perturbadoras, tais como variações de temperatura, pressão e 
concentração. Em 1884, o químico francês Remi Le Chatelier postulou o Princípio de 
Le Chatelier, que afirma que, quando um sistema em equilíbrio químico é sujeito a 
qualquer perturbação devido a mudança em alguma das variáveis que fixam seu 
estado de equilíbrio, este sistema tende a se ajustar deslocando a posição de 
equilíbrio, de modo a minimizar o efeito perturbador, restabelecendo assim a condição 
de equilíbrio [5]. 
Estas perturbações, após o equilíbrio, podem favorecer tanto a formação de 
mais produtos quando a de mais reagentes. O que irá determinar quem será 
favorecido são os fatores que provocam o deslocamento do equilíbrio [5]: 
 Efeito da concentração: um sistema nunca será capaz de anular por 
completo o efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto. Assim, 
 
   
    cba
dc
K
K
K
BA
DC



2
1
 todas as concentrações finais serão diferentes das originais. Em geral, a 
posição de equilíbrio desloca no sentido da substância que tenha sido 
removida e no sentido oposto ao da que tenha sido adicionada. Ou seja, o 
equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos ao adicionar reagente ou 
retirar produto do sistema, enquanto que o equilíbrio é deslocado no 
sentido dos reagentes ao retirar reagentes ou adicionar produto ao sistema. 
 
 Efeito das variações de pressão e volume: a pressão de um gás é 
provocada pelas colisões das moléculas com a parede do recipiente e, em 
um determinado volume, quanto maior o número de moléculas, maior a 
pressão. Em geral, quando o volume de um sistema em equilíbrio é 
diminuindo e, por consequência, sua pressão é aumentada, ocorre 
deslocamento do equilíbrio no sentido do menor número de mols, enquanto 
que o aumento do volume e a diminuição da pressão provocam o 
deslocamento do equilíbrio no sentido do maior número de mols. 
 
 Efeito da temperatura: normalmente, se, em uma reação, a produção de 
alguma substância for exotérmica, a decomposição dos reagentes será 
endotérmica. Assim, um aumento na temperatura de um sistema deslocará 
o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, enquanto que uma 
diminuição de temperatura deslocará o equilíbrio no sentido da reação 
exotérmica. 
 
 Efeito de um catalisador: catalisadores são substâncias que afetam uma 
reação química pela redução da barreira de energia de ativação que deve 
ser vencida, para que a reação se processe. Portanto, eles afetam a 
velocidade de uma transformação química, mas não a posição de equilíbrio. 
 
5. Solubilidade: 
 
Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver 
espontaneamente em outra substância. A quantidade de uma substância que se 
dissolve em outra dependede condições externas, como pressão e temperatura, bem 
como de propriedades comuns entre as substâncias, como polaridade [8]. 
Uma mistura entre duas ou mais substâncias pode ser denominada solução 
quando esta se apresenta monofásica, ou seja, homogênea. Nas soluções, sempre 
 
 apresenta-se pelo menos duas substâncias: um solvente e um soluto. 
Solventes são substâncias capazes de dispersar os solutos em seu meio. Deste modo, 
solvente é a substância que está em maior concentração na solução, enquanto que o 
soluto é aquele que apresenta uma menor quantidade [8]. 
O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para 
saturar o solvente, numa determinada temperatura e pressão. É obtido através da 
razão entre a massa do soluto pela massa do solvente, tendo como base uma massa 
padrão [8]. 
 
 
 
 (4) 
Em relação à solução, quanto maior for a quantidade de soluto, mais 
concentrada será a solução. Além disso, cada substância é saturada numa 
determinada quantidade de solvente. Desta forma, as soluções podem ser 
classificadas em: insaturadas, saturadas e supersaturadas. As soluções insaturadas 
são aquelas que, a uma determinada temperatura, o soluto não atingiu o máximo 
coeficiente de solubilidade em um determinado solvente. Já as soluções saturadas são 
aquelas que o soluto atingiu o máximo coeficiente de solubilidade. Por fim, as soluções 
supersaturadas são muito instáveis, pois, por meio de algum artifício, o soluto não se 
precipita, mesmo passado do seu coeficiente de solubilidade. Neste caso, qualquer 
alteração pode fazer o soluto se precipitar [8]. 
Os fatores externos, como pressão e temperatura, são fundamentais na 
determinação da solubilidade. Em geral, a solubilidade dos solutos aumenta com a 
temperatura. Porém, existem casos em que a solubilidade diminui com o aumento da 
temperatura [8]. 
As interações moleculares atuam, em geral, de acordo com a teoria 
“semelhante dissolve semelhante”. Assim, solventes polares são capazes de 
solubilizar solutos polares, enquanto que solventes apolares solubilizam solutos 
apolares. Isso ocorre porque, quando há formação de soluções, ocorrem quebra de 
ligações. Logo, se as novas ligações forem semelhantes às quebradas, há pouco 
gasto de energia [8]. 
 
 
 
 
 
 
 
3. Materiais e Reagentes 
 
 Parte 1 
 
o Experimento 1.1 
 
 9 tubos de ensaio 
 Estante para tubos de ensaio 
 3 béqueres de 50 mL 
 3 conta-gotas 
 Pipetas graduadas 
 Balões volumétricos 
 Espátula 
 Balança de precisão 
 Pipetador 
 Água destilada 
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L 
 Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L 
 Solução de cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol/L 
 Solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L 
 Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L 
 
o Experimento 1.2 
 
 Balão volumétrico 
 Conta-gotas 
 2 béqueres 
 Fios de cobre 
 Ácido nítrico concentrado 
 Placa de aquecimento 
 Gelo 
 Água 
 
 Parte 2 
 
o Bureta 
o Erlenmeyers 
o Pipetas 
o Pipetador 
o Béquer 
o Balões Volumétricos 
o Suporte para bureta 
o Acetato de Etila 
o Etanol 
o Ácido Acético glacial 
o Solução de NaOH 0,5 mol/L 
o Solução de HCl 3,0 mol/L 
o Água destilada 
o Fenolftaleína 
4. Procedimento Experimental 
 
 Parte 1: 
o Experimento 1.1: 
 
Primeiramente, foram preparadas todas as soluções a serem utilizadas no 
experimento. Após esta etapa, pode-se começar o experimento de fato. 
Foram separados para uso 9 tubos de ensaio, identificados seguinte forma: A1, 
A2, B1, B2, C, D, E, F e G. 
Nos tubos A1 e A2, foram adicionados, em cada tubo, 1 mL de dicromato de 
potássio. No tubo A1, foi adicionado 0,5 mL da solução de NaOH e, após comparação 
com o tubo A2, foi colocado, neste mesmo tubo, 1 mL da solução de HCl. Houve uma 
nova comparação com o tubo A2. 
Nos tubos B1 e B2, foram adicionados 1 mL de cromato de potássio em cada 
um. No tubo B1, foi adicionado 0,5 mL da solução de HCl, comparou-se com o tubo B2 
e, após isso, foi colocado 1 mL da solução de NaOH no tubo B1. Novamente, houve 
uma nova comparação com o tubo B2. 
No tubo C, colocou-se 1 mL da solução de cromato de potássio. Depois, 
adicionou-se 4 gotas da solução de cloreto de bário. 
No tubo D, foi colocado 1 mL da solução de dicromato de potássio e, após isso, 
foram adicionadas 10 gotas da solução de ácido clorídrico. 
No tubo E, foi colocado 1 mL da solução de cromato de potássio. Após essa 
etapa, foi adicionado 1 mL da solução de hidróxido de sódio e, após agitação e 
observação, adicionou-se 2 gotas da solução de cloreto de bário. Com isso, 
comparou-se este tubo com o tubo C. 
No tubo F, foi colocado 1 mL da solução de dicromato de potássio. Depois, 
adicionou-se 1 mL da solução de hidróxido de sódio. Após agitar e observar, foram 
adicionadas 2 gotas da solução de cloreto de bário. Com isso, pôde-se comparar este 
tubo com o tubo D. Também houve comparações entre os tubos E e F. 
Por fim, no tubo G, foi colocado 1 mL da solução de dicromato de potássio. 
Com isso, adicionou-se 1 mL da solução de ácido clorídrico e, após agitação, foram 
adicionadas 4 gotas da solução de cloreto de bário. 
Anotações sobre mudanças de coloração das soluções, formações de 
precipitado e comparações entre tubos foram realizadas para futura discussão de 
resultados. 
 
 
o Experimento 1.2: 
 
Dentro da capela, alguns fios de cobre foram dispostos em um balão 
volumétrico. Adicionou-se, então, 1,5 mL de ácido nítrico concentrado a este balão, 
tampando-o logo em seguida. Observou-se a formação de um gás marrom. Com isso, 
o balão foi aquecido em banho-maria, havendo mudança na tonalidade da cor do gás. 
Por fim, o balão foi resfriado em um béquer com gelo, havendo uma nova mudança no 
tom de marrom. Todas essas mudanças de tonalidade foram anotadas para as futuras 
discussões dos resultados. 
 
 Parte 2 
 
Neste procedimento, foram realizadas titulações. Para isso, foram previamente 
preparadas soluções de NaOH a 0,5 mol/L, HCl 3,0 mol/L, ácido acético, acetato de 
etila, etanol, além de água pura, que foram armazenadas em balões volumétricos de 
acordo com a composição dos frascos conforme a tabela 1 do roteiro experimental. 
Além dessas soluções, foi preparada uma 12ª mistura, na qual as substâncias 
químicas utilizadas eram as mesmas da solução 6 e em igual proporção, porém feita 
na hora, a fim de realizar comparações entre os resultados obtidos em ambas as 
titulações e futuras discussões a respeito. 
Feito todas as soluções, deu-se início ao experimento de fato. Todas as 
soluções foram tituladas em duplicata, a fim de que os resultados obtidos sejam 
avaliados com maior precisão. 
Em uma bureta de 25 mL, adicionou-se a solução de hidróxido de sódio. Já no 
erlenmeyer, foi adicionada uma alíquota de 2 mL da solução 1, juntamente com 1 gota 
do indicador de base fenolftaleína. Após agitação, posicionou-se o erlenmeyer 
embaixo da bureta, iniciando, assim, o gotejamento da base na solução. Esse 
gotejamento ocorreu até o ponto de viragem, onde esta passa a apresentar a cor rosa. 
Anotou-se o quanto de base foi consumida. Este mesmo procedimento foi realizado 
com todas as outras 10 soluções e, inclusive, com a 12ª mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. Resultados e Discussões 
 
1. Caracterização do Estado de Equilíbrio: 
 
a) Equilíbrio Cromato-Dicromato: 
 
 O cromato de potássio (K2CrO4) é amarelo, enquanto o dicromato de potássio 
(K2Cr2O7) é laranja e na presença de água formam soluções coloridas [7]. 
 Os cromatos e dicromatos, assim como ospermanganatos possuem cores 
intensas devido as transições eletrônicas dos elétrons entre diferentes orbitais. A 
característica do espectro neste tipo de transição é uma intensa banda de 
transferência de carga em comprimento de onda menor. A alta intensidade sugere 
que esta transição não é do tipo campo ligante ou d-d como ocorre para o 
[Cu(H2O)6]
+2. No caso de uma transição TC, a transição do elétron pode ocorrer do 
ligante para o metal (TCLM) ou do metal para o ligante (TCML) [3]. 
 Oxoânions de metais com números de oxidação elevados correspondem a 
orbitais d com poucos elétrons (muitos são d0) e a transição é do tipo TCLM. As 
bandas de tranferência de carga na região do visível do espectro ocorrem, pois um 
elétron do par isolado do oxigênio é promovido para um orbital vazio de baixa energia 
do metal com simetria e [3]. 
 
 Metais como o cromo, assim como outros metais dos grupos 5 e 6 (Tálio, 
Nióbio, Molibidênio e Tungstênio) são capazes de formar polioxometalatos. Um 
polioxometalato é um oxoânion contendo mais do que um átomo metálico. A 
protonação de um ligante oxo em pH baixo elimina do átomo central o ligante OH2 
fazendo com que oxometalatos monoclureares se condensem [3]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 [10] 
 Em soluções aquosas os íons cromatos e dicromatos encontram-se em 
equilíbrio e o pH é fundamental na determinação de qual composto será formado. 
Assim, a reação de uma solução básica de cromato, que é amarela, com excesso de 
ácido forma íon dicromato, laranja, com uma ponte oxo [3]. 
 
 
 Em termos de equilíbrio, o princípio de Le Chatelier diz que se um sistema for 
perturbado, ele tentará de alguma forma, se modificar a fim de diminuir o efeito da 
perturbação [1]. Então, a adição de reagentes desloca o equilíbrio no sentido de 
formação de produtos e a retirada de reagentes desloca o equilíbrio no sentido de 
formação de reagentes. Por consequência, a adição de produtos desloca o equilíbrio 
no sentido de formação de reagentes e a retirada de produtos desloca o equilíbrio no 
sentido de formação de produtos [11]. 
 Considerando um exemplo, tal que A + 3B  2C. Se o reagente A for 
adicionado, a concentração deste aumenta momentaneamente e o equilíbrio é 
pertubado. Parte do reagente adicionado é consumido durante o deslocamento e o 
efeito da adição é parcialmente compensado pela produção de mais produto C. Nesta 
situação, é dito que o equilíbrio foi deslocado para direita [4]. O efeito para adição de C 
é análogo à adição de A, porém no sentido inverso. 
 Entretanto, depois que este novo equilíbrio é restabelecido, continuará tendo 
mais reagente A do que na mistura reacional original, ou seja, o sistema nunca é 
capaz de vencer completamente o efeito de uma variação de concentração [1]. 
 
 Experimento A: 
 Em um tubo de ensaio foi colocado somente solução de dicromato de potássio 
para efeito de comparação. Em um segundo tubo além da solução de dicromato foram 
adicionadas gotas de solução de hidróxido de sódio resultando na seguinte reação: 
 
 
 
 
 
 
 [10] 
 Como a solução de dicromato é ácida, na presença de íons hidroxila, o 
dicromato que é laranja é convertido em cromato caracterizado pela coloração 
amarela. Em seguida, a esse mesmo tubo, solução de ácido clorídrico foi adicionada e 
observou-se que a solução voltou a ser alaranjada. A reação é dada por: 
 
 
 
 
 
 
 
 [10] 
 Depois que a primeira reação ocorre, os íons cromato e o dicromato estão em 
equilíbrio e quando o ácido clorídrico é adicionado, este consome íons 
diminuindo sua concentração, e o equilíbrio da reação é deslocado no sentido de 
formação de dicromato para compensar essa perturbação. Por esta razão, a solução 
torna-se alaranjada novamente. 
 
 Experimento B: 
 No primeiro tubo de ensaio foi colocado uma pequena quantidade de solução 
de cromato de potássio, também para comparar com os resultados que serão obtidos. 
Em um segundo tubo, à solução de cromato foram adicionados aproximadamente 0,5 
mL de ácido clorídrico. A reação é dada por: 
 
 
 
 
 
 
 [10] 
 Como a solução de cromtato é básica, em presença de íons a solução que 
era amarela tornou-se laranja, pois é convertida em dicromato. Quando solução de 
hidróxido de sódio é adicionado ao meio, os íons são consumidos, e para 
compensar a redução de prótons no sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda, 
íons cromatos são formados e a solução adquire coloração amarela. 
 
 
 
 
 
 
 [10] 
 
b) Reação de Precipitação: 
 Dicromatos de sódio, potássio e amônio, por exemplo, apresentam alta 
solubilidade em meio aquoso, porém são menos solúveis quando comparados com 
cromatos de metais alcalinos [7]. Cromatos de alguns metais alcalinos terrosos como 
cálcio e magnésio apresentam solubilidade parcial em água, já o estrôncio possui 
baixa solubilidade. A maioria dos outros cromatos metálicos, incluindo o bário, são 
praticamente insolúveis em água [10]. 
 A solubilidade também depende do sistema em que o sal se encontra, por 
exemplo, a adição de acetato de chumbo à uma solução de cromato resulta na 
precipitação do cromato de chumbo (PbCrO4). Este é insolúvel em meio aquoso, 
porém na presença de hidróxido de sódio, este solubiliza devido à formação de um íon 
complexo solúvel [10]: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Os sais, assim como hidróxidos, óxidos e outros compostos inorgânicos estão 
organizados em redes cristalinas promovido pelas interações eletroestáticas, ou seja, 
 
 
os sólidos iônicos são mantidos unidos pela força de atração entre íons positivos e 
negativos [7]. 
 Quando água é adicionada o sal se dissolve e seus íons ganham mobilidade 
aumentando a entropia o que facilita a dissolução. A água solvata esses íons os 
neutralizando e impedindo que a rede cristalina se forme novamente enfraquecendo 
as interações eletroestáticas [2]. Assim, para ocorrer a solubilização a energia liberada 
quando o átomo se hidrata tem que ser maior do que a energia necessária para 
romper o retículo cristalino [7]. 
 O Bário é o metal do grupo 2 que gera sais de menor solubilidade, pois para os 
alcalinos terrosos a energia de hidratação decresce mais rapidamente que a energia 
reticular à medida que o metal aumenta de tamanho. Excessão para fluoretos e 
hidróxidos, cuja solubilidade aumenta [7]. 
 
 Experimento C: 
 
 Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de cromato de 
potássio (0,1 mol/L) e 4 gotas de solução de cloreto de bário (0,1 mol/L). Foi 
observado a formação de um precipitado aparentemente branco ou amarelo-pálido. 
Sua cor é dificil de identificar devido ao sobrenadante ser amarelo intenso. A reação é 
dada por: 
 
 
 Experimento E: 
 
 Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de cromato de 
potássio (0,1 mol/L) seguido de 1 mL de solução de hidróxido de sódio (0,1 mol/L) e 2 
gotas de solução de cloreto de bário (0,1 mol/L). 
 A precipitação de cromato de bário foi observada, e como íons cromato e 
dicromato estão em equilíbrio em solução aquosa, a adição de hidróxido de sódio 
garante a presença de íons cromato em maior quantidade possível. 
 Devido a presença de NaOH seria esperado para o Experimento E uma 
quantidade de maior de precipitado quando comparado com o Experimento C, mas 
não foi possível confirmar este fato visualmente durante a prática. Experimento F: 
 
 Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de dicromato de 
potássio (0,1 mol/L) seguido de 1 mL de solução de hidróxido de sódio (0,1 mol/L) e 2 
gotas de solução 0,1 mol/L de cloreto de bário. 
 Quando a solução de hidróxido de sódio entra em contato com a solução de 
dicromato de potássio esta é convertida em cromato. Quando adicionadas 2 gotas de 
cloreto de bário ocorre a precipitação do BaCrO4. 
 Devido ao equilíbrio entre íons dicromato e cromato, caso fosse adicionado 
ácido clorídrico no meio reacional, este iria favorecer a formação de íons dicromato 
diminuindo a diponibilidade de íons cromatos necessário para a formação do cromato 
de bário e como consequência a quantidade de precipitado diminuiria. Assim, a adição 
de hidróxido de sódio torna a precipitação quantitativa. 
 
 Cálculo do Produto Iônico: 
 A contante de solubilidade é aplicada quando um soluto não dissolvido está em 
equilíbrio dinâmico com a solução (solução saturada). Em outras palavras, uma 
solução saturada existe apenas quando o produto iônico é exatamente igual ao Kps [5]. 
 Quando o produto iônico excede o valor do Kps a solução encontra-se 
supersaturada. Nesse caso, algum sal terá que precipitar, a fim de reduzir a 
concentração dos íons, até que o produto iônico se iguale novamente ao Kps. Por outro 
lado, quando o produto iônico é menor que a constante de solubilidade, a solução não 
está saturada e mais sal precisa ser dissolvido a fim de aumentar a concentração de 
seus íons para um valor no qual o produto iônico se iguale ao Kps [1]. 
 Em uma solução, um precipitado será formado apenas quando a mistura 
estiver supersaturada. Consequentemente é possível usar o valor do produto iônico 
para indicar se ocorrerá ou não a precipitação [1]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Experimento C: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Experimento E: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Experimento F: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Proporção: 1 mol 2 mols 2 mols 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Como a reação é 1:2 seria necessário apenas metade do número de mols de 
dicromato, logo o hidróxido de sódio está em excesso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O produto iônico é maior que a constante de solubilidade para os experimentos 
C, E e F, logo haverá formação de precipitado nas três situações. 
 Não é possível comparar com precisão os experimentos C, E e F, em termos 
de quantidade de precipitado sem uma análise quantitativa. Na gravimetria por 
precipitação, o analito é convertido a um precipitado pouco solúvel. Então esse 
precipitado é filtrado, lavado para a remoção de impurezas, convertido a um produto 
 
de composição conhecida por meio de um tratamento térmico adequado e pesado [6]. 
Assim, pode-se determinar o quanto precipitou em cada tubo de ensaio utilizando de 
forma semelhante os métodos de uma análise gravimétrica por precipitação. As 
amostras poderiam ser centrifugadas, lavadas, filtradas, secadas e por fim pesadas. 
 
 Experimento D: 
 
 Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de dicromato de 
potássio (1,0 mol/L) e 10 gotas de ácido clorídrico (0,1 mol/L). O tubo foi agitado e 
observou-se que não houve a formação de precipitado. 
 Soluções aquosas de dicromato de potássio não reagem com ácido clorídrico 
diluído e à frio [6], porém na presença de ácido clorídrico concentrado e à quente tanto 
o dicromato quanto o cromato são reduzidos a um sal verde de cromo (III) [9]. 
 
 
 
 
 Experimento G: 
 
 Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução 0,1 mol/L de 
dicromato de potássio seguido de 1 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L e 4 
gotas de solução 0,1 mol/L de cloreto de bário. Verificou-se que não há formação de 
precipitado. 
 A ordem na qual os reagentes são adicionados é importante neste 
experimento. Como o ácido clorídrico foi adicionado antes do cloreto de bário, este 
impede a precipatação do cromato de bário mantendo o equilíbrio deslocado no 
sentido de formação de dicromato. 
 Caso a solução de cloreto de bário fosse adicionado primeiro a reação abaixo 
ocorreria, porém a precipitação do BaCrO4 seria parcial devido a formação de um 
ácido forte, no caso o prórpio ácido clorídrico [10]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Influência da Temperatura no Equilíbrio Químico: 
 
 Em um balão devidamente vedado, de forma a não deixar nenhum gás obtido 
escapar, fez-se reagir um fio de cobre metálico com ácido nítrico concentrado. Neste 
primeiro momento foi observado que o ácido nítrico consome completamente o fio de 
cobre e a solução formada possui coloração verde, ao mesmo tempo em que ocorre o 
desprendimento de um gás castanho-avermelhado. 
 Posteriormente, este mesmo balão foi aquecido em banho-maria e foi 
observado que a coloração castanha-avermelhada se intensificou enquanto que a 
solução passou de verde para um verde azulado. Em seguida, o balão foi imerso em 
um béquer conténdo água com gelo e devido ao resfriamento o gás tornou-se 
castanho claro, enquanto a solução permaneceu verde azulada. 
 O cobre por ser um agente redutor fraco leva o nitrogênio +5 aos estados de 
oxidação +2 ou +4 dependendo da concentração do ácido nítrico utilizado. Um redutor 
mais forte como o zinco, por exemplo, é capaz de reduzir o nítrogênio até o estado de 
oxidação -3 [3]. 
 Para ácido nítrico diluído [3] ou moderamente concentrado [10] o estado de 
oxidação +2 é favorecido e o gás formado é óxido nítrico (NO): 
 
 
 
 Caso o ácido nítrico esteja altamente concentrado o estado de oxidação + 4 é 
favorecido e obtém-se o dióxido de nitrogênio (NO2) [3]: 
 
 
 
 O óxido nítrico é um gás incolor e possui 11 elétrons de valência, logo é 
impossível que todos estejam emparelhados. Moléculas com número ímpar de 
elétrons são são muito reativas e tendem a dimerizar. Para uma molécula deste tipo, o 
NO é incomumente estável,mas é capaz de reagir com oxigênio produzindo NO2 [7]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Já o dióxido de nitrogênio é um gás tóxico e castanho avermelhado. Támbém 
possui número impar de elétrons desemparelhados, porém não possui a estabilidade 
do NO sendo altamente reativo com capacidade de dimerização. Quando o dímero é 
formado os elétrons encontram-se emparelhados [7]. O tetróxido de dinitrogênio é um 
gás incolor e coexiste em equilíbrio com o NO2 em meio gasoso [3]. 
 
  
 
 Como não é possível predizer quais gases estão presentes dentro do balão, o 
efeito da temperatura sobre o equilíbrio pode ser analisada para ambos os casos. 
 Para uma reação endortérmica acontecer é necessário remover calor do 
ambiente, assim quanto mais calor for fornecido mais calor é absorvido pelo sistema. 
Uma reação é exotérmica quando calor é liberado para o ambiente. Se o calor é 
retirado das vizinhanças, para compensar o sistema produz mais calor. O princípio de 
Le Chatelier diz que um aumento de temperatura favorece uma reação endotérmica ao 
passo que uma reação exotérmica é favorecida por uma redução na temperatura [4]. 
 
I. Reação I: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 [12] 
 
 (Exotérmica) 
 (Endotérmica) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
II. Reação II: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 [12] 
 
 (Exotérmica) 
 (Endotérmica) 
 
Para a reação I, de acordo com os cálculos, verifica-se que esta é exotérmica 
no sentido 1. Assim a redução da temperatura favorece a formação do gás castanho-
avermelhado de dióxido de nitrogênio (NO2), enquanto que o aumento da temperatura 
desloca o equilíbrio para o sentido 2, sentido endotérmico, favorecendo a formação do 
gás incolor de óxido nítrico (NO). 
É verificado para a reação II que o aumento da temperatura favorece o sentido 2 
(endotérmico), ou seja, a produção do gás castanho avermelhado de NO2 enquanto 
que a redução da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido de formação do gás 
incolor de N2O4. Após o deslocamento, um novo equilíbrio é alcançado e como ainda 
há presença de NO2, o gás no interior do balão torna-se castanho claro e não incolor. 
O que foi visualizado experimentalmente não condiz com os resultados obtidos 
para a reação I, pois foi observado que o aumento da temperatura intensifica a cor 
castanho-avermelhado. Termodinamicamente pode-se dizer que o par NO2 e N2O4 são 
responsáveis pelo equilíbrio presente no balão, porém não é possível afirmar, de 
forma indubitável, que estes são os únicos gases presentes sem uma análise 
elementar através da cromatografia gasosa. 
Uma outra discussão é em relação a cor e aos estados de oxidação do cobre. 
Em constraste com os metais do grupo 1, que são monovalentes, incolores e só 
formam complexos na presença de agentes complexantes muito fortes, o cobre possui 
valência variada, Cu+ e Cu+2 [7]. 
 
 
Quando no estado de oxidação +1 tem configuração d10 e pode originar 
compostos coloridos devido às transições de transferência de carga e não às 
transições d-d, mas a maioria são incolores pelo Cu+1 possuir 10 élétrons na camada 
de valência que preenchem completamente os orbitais impossibilitando as transições 
d-d. Compostos de Cu(I) deveriam ser estáveis, como a prata, por ter um nível 
completamente preenchido, mas desproporcionam em água [3]: 
 
2Cu+ → Cu+2 + Cu0 
 
A constante de equilíbrio para esta reação é de . Este valor sugere que 
o equilíbrio está deslocado para direita e assim, a concentração de Cu+ em solução é 
muito baixa. Íons Cu+ existem por frações de segundo em solução aquosa e seus 
compostos mais estáveis são insolúveis em água ou estão na forma de complexos 
CuCl, CuCN, CuSCN [7]. 
Os íons Cu+2 são mais estáveis e apresentam forte tendência de formarem 
compostos de coordenação. Possuem configuração eletrônica d9, com um elétron 
desemparelhado, restando apenas um orbital para o qual um elétron pode ser 
promovido. Seus compostos são geralmente coloridos devido às transições d-d na 
região visível do espectro. A maioria dos complexos e compostos de Cu(II) são azuis, 
mas podem ser verdes [7]. A coloração é resultante da complexação dos íons Cu+2 em 
íons [Cu(H2O)6]
+2, que são azuis, em meio aquoso [3,7,10]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uma das propostas para justificar o que foi observado envolvia a possibilidade 
da formação de um composto de Cu(I), que então seria verde e que o aquecimento 
faria com que o Cu+ alcançasse o estado de oxidação +2 e nesta etapa era esperado a 
mudança de cor para azul, porém foi visto um verde azulado. 
Com as informações fornecidas pela literatura este fenômeno não seria 
possível, pois o Cu(I) passa imediatamente a Cu(II) alcançando assim maior 
estabilidade. Quanto a coloração, esta foi difícil de definir durante o experimento sendo 
interessante o uso de um espectrofotômetro de refletância para determinar a cor 
exata. Apesar da literatura informar que sais hidratados de cobre são azuis a 
possibilidade de serem verdes não é descartada. 
 
 
 
 
 Transições d-d: 
 
 As cores observadas nos complexos estão associadas as bandas observadas 
nos espectros eletrônicos decorrentes da absorção de luz que promovem transições 
eletrônicas entre os orbitais d dos metais, ou seja, os elétrons são promovidos de um 
nível energético mais baixo para outro de maior energia. Quanto maior for 
desdobramento destes orbitais, maior será a energia necessária para as transições 
eletrônicas acontecerem [7]. 
 O íon hexaaquacuprato ([Cu(H2O)6]
+2) possui número de coordenação 6 e 
geometria octaédrica. Assim, o desdobramento dos cinco orbitais d do cobre levam a 
dois orbitais degenerados de maior energia eg e outros três orbitais degenerados de 
menor energia t2g. A distância entre eles é a energia do desdobramento do campo 
cristalino (Δ) [3]. 
 Os 9 elétrons da camada de valência se distribuem da seguinte forma: (t2g)
6 
(eg)
3. Como a água é um ligante de campo fraco, os elétrons não são forçados a 
emparelharem nos orbitais de menor energia antes de ocuparem os orbitais eg [Atkins]. 
Porém, o íon [Cu(H2O)6]
+2 possui estrutura octaédrica distorcida, consequência da 
configuração d9, havendo a quebra de degenerência dos orbitais eg e t2g, ou seja, 
passam a não ter mais a mesma energia [7]. 
 Em complexos octaédricos de metais com configuração d1, há um único elétron 
no orbital T2g de baixa energia e a transição consiste em promover este elétron para o 
nível eg. Os íons Cu
+2 possuem configuração eletrônica d9 restando apenas um orbital 
para o qual o elétron pode ser promovido. Neste caso é mais simples considerar a 
transição como sendo a transferência da única lacuna (vacância existente nos orbitais 
quando um subnível estiver com mais da metade de sua capacidade preeenchida) do 
nível eg superior para o nível t2g [7]. 
 
 
 
 
 
 
 
2. Equilíbrio Químico em Soluções: 
 As soluções foram previamente preparadas de forma que houvesse tempo 
suficiente para que o equilíbrio fosse atingido, com excessão da solução 
correspondente ao Frasco 12 que foi preparada no dia do experimento. 
 A Tabela 1 exibe os valores necessários para compor cada frasco e o Quadro 1 
mostra os valores de massa específica emassa molar dos reagentes. Ambos foram 
fornecidos no roteiro experimental. 
 
Tabela 1 - Volumes de acetato de eltina, água, etanol, ácido acético e ácido clorídrico totalizando 
10 mL por frasco. 
Frasco 
Vol. Acetato de 
Etila (mL) 
Vol. de Água 
(mL) 
Vol. de 
Etanol 
(mL) 
Vol. de Ácido 
Acético (mL) 
Vol. de HCl 3,0 
mol/L (mL) 
1 0,0 5,0 0,0 0,0 5,0 
2 5,0 0,0 0,0 0,0 5,0 
3 4,0 1,0 0,0 0,0 5,0 
4 4,0 0,0 1,0 0,0 5,0 
5 4,0 0,0 0,0 1,0 5,0 
6 3,0 2,0 0,0 0,0 5,0 
7 3,0 0,0 0,0 2,0 5,0 
8 3,0 1,0 1,0 0,0 5,0 
9 3,0 0,0 2,0 0,0 5,0 
10 3,0 0,0 1,0 1,0 5,0 
11 3,0 1,0 0,0 1,0 5,0 
12* 3,0 2,0 0,0 0,0 5,0 
 
Quadro 1 - Valores da massa específica e da massa molar para cada reagente 
 Acetato de Etila Água Etanol Ácido Acético Ácido Clorídrico 
Massa Específica (g.cm
-3
) 0,9003 0,9982 0,7893 1,0492 1,0640 
Massa Molar (g/mol) 88 18 46 60 36,5 
 
 
 
 
 
I. Massa de água na solução inicial de cada frasco: 
 Para determinar a massa de água total no frasco foi utilizada a equação 1 
descrita no roteiro experimental. 
 
 
 (1) 
 massa de água pura usada no preparo das misturas 
 massa de água contida em 5 mL da solução 3,0 mol/L de HCl 
 Como as concentrações são calculadas em termos de quantidade de matéria 
as massas são convertidas para número de mols e a equação torna-se: 
 
 (2) 
 
 A água total presente no Erlenmyer é proveniente de duas fontes. A primeira 
fonte é a água adicionada no preparo da solução de ácido clorídrico e a segunda fonte 
é a agua pura adicionada as misturas. 
 
a) Quantidade de Água Adicionada na Solução de HCl: 
 Para determinar a massa de água ma são utilizadas as seguintes equações 3 e 
4. Os valores de massa específica, massa molar e volume estão disponíveis no 
quadro 1. 
 (3) 
 (4) 
 
 
 
 
 O valor da massa de água contida na solução de ácido clorídrico foi 
transformado para números de mols. 
 
 
 
 
 
b) Quantidade de água pura nos frascos: 
 A Tabela 2 mostra os valores da massa e do número de mols de água pura 
calculada com as equações 5 e 6 respectivamente. 
 
 
 
 
Tabela 2- Valores da massa e do número de mols da água pura de acordo com os volumes 
referentes a cada frasco. 
 
Frasco Vol. H2O (mL) m H2O (g) n H2O (mols) 
1 5 4,991 0,2773 
2 0 0 0 
3 1 0,9982 0,05545 
4 0 0 0 
5 0 0 0 
6 2 1,9964 0,1109 
7 0 0 0 
8 1 0,9982 0,05545 
9 0 0 0 
10 0 0 0 
11 1 0,9982 0,05545 
12
* 
2 1,9964 0,1109 
 
 
c) Cálculo do número de mols Total da água: 
 
 A tabela 3 apresenta os valores do número de mols total de água. Nem todos 
os frascos contém água pura, assim sua composição é referente apenas a quantidade 
de água presente na solução de HCl. Como em todos os frascos foram adicionados 5 
mL de ácido clorídrico o número de mols é invariável. 
 Para a determinação do número de mols total de água foi utilizada a equação 
2. Os cálculos foram feitos considerando os 10 mL de solução presente nos frascos, 
mas como foram retiradas alíquotas de 2 mL para realizar as titulações é necessário 
determinar o número de mols contidos nesse volume através de um regra de 3 
simples. 
 
 (2) 
 
 
 
 
Tabela 3- Valores do número de mols da água pura e da água contida na solução de HCl, assim 
como o número de mols total contido nos volumes de 10 mL e 2 mL 
 
Frasco (mol) (mol) 
 (10mL) 
(mol) 
 (2mL) 
(mol) 
1 0,2773 0,256 0,533 0,107 
2 0 0,256 0,256 0,0512 
3 0,05545 0,256 0,311 0,0622 
4 0 0,256 0,256 0,0512 
5 0 0,256 0,256 0,0512 
6 0,1109 0,256 0,367 0,0734 
7 0 0,256 0,256 0,0512 
8 0,05545 0,256 0,311 0,0622 
9 0 0,256 0,256 0,0512 
10 0 0,256 0,256 0,0512 
11 0,05545 0,256 0,311 0,0622 
12* 0,1109 0,256 0,367 0,0734 
 
 
II. Cálculo do número de mols iniciais dos demais reagentes: 
 
 É necessário calcular também o número de mols do acetato de etila, etanol e 
do ácido acético. Para isto utiliza-se a equação 7. O volume de cada reagentes na 
composição dos frascos pode ser consultado na tabela e a massa molares e a massa 
específica no quadro 1. 
 
 
 
 (7) 
 
 A tabela 4 apresenta o número de mols dos reagentes para 10 mL de solução, 
enquanto a tabela 5 mostra o número de mols, calculados por regra de 3, contidos na 
alíquota de 2 mL. 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 4- Número de mols inicial do acetato de etila, etanol e ácido acético contidos em 10 mL de 
solução. 
 
Frasco Acetato de Etila (mol) Etanol (mol) Ácido Acético (mol) 
2 0,0511 0 0 
3 0,0409 0 0 
4 0,0409 0,0172 0 
5 0,0409 0 0,0175 
6 0,0307 0 0 
7 0,0307 0 0,0350 
8 0,0307 0,0172 0 
9 0,0307 0,0343 0 
10 0,0307 0,0172 0,0175 
11 0,0307 0 0,0175 
12* 0,0307 0 0 
 
 
Tabela 5- Número de mols inicial do acetato de etila, etanol e ácido acético contidos na alíquota de 
2 mL 
 
Frasco Acetato de Etila (mol) Etanol (mol) Ácido Acético (mol) 
2 0,01022 0 0 
3 8,18.10
-3 
0 0 
4 8,18.10
-3
 3,44.10
-3
 0 
5 8,18.10
-3
 0 3,5.10
-3
 
6 6,14.10
-3
 0 0 
7 6,14.10
-3
 0 7,0.10
-3
 
8 6,14.10
-3
 3,44.10
-3
 0 
9 6,14.10
-3
 6,86.10
-3
 0 
10 6,14.10
-3
 3,44.10
-3
 3,5.10
-3
 
11 6,14.10
-3
 0 3,5.10
-3
 
12* 6,14.10
-3
 0 0 
 
 
III. Volume de NaOH gasto nas Titulações 
 
 A tabela 6 mostra o o volume de hidróxido de sódio gasto em cada uma das 
titulações realizadas, assim como o volume médio (nem todas as titulações foram 
feitas em duplicata) e os valores obtidos pela diferença entre o volume médio (para os 
 
fracos que não foram calculados a média utiliza-se os valos de Vol 1 (mL) ) e o 
volume gasto na titulação do frasco 1 (Branco). 
Tabela 6 - Volume de NaOH gasto nas titutações 
 
Frasco Vol 1 (mL) Vol 2 (mL) Vm (mL) (VTit-VB) (mL) 
1 (B) 6,2 6,0 6,10 - 
2 17,0 17,3 17,15 11,05 
3 15,2 15,6 15,40 9,30 
4 14,1 14,4 14,25 8,15 
5 20,7 20,9 20,80 14,70 
6 13,6 13,8 13,7 7,60 
7 25,2 25,5 25,35 19,25 
8 12,5 - - 6,40 
9 12,1 - - 6,00 
10 17,3 - - 11,20 
11 19,4 - - 13,30 
12* 8,3 8,5 8,4 2,30 
 
 
IV. Cálculo do número de mols do ácido acético no equilíbrio: 
 Para calcular o número de mols do ácido acético no equilíbrio utiliza-se a 
equação 8 e os resultados obtidos são apresentados na tabela 7. 
 (8) 
 = Volume de NaOH consumido na titulação de todas as fontes de íons H
+, no 
equilíbrio, presentes no erlenmeyer, ou seja, tanto de ácido clorídrico quanto de ácido 
acético. 
 = É volume de NaOH gasto para titular a quantidade de ácido clorídrico presente 
no branco e nos demais erlenmeyers. 
 = É volume de base necessário para neutralizar apenas a quantidade 
de ácido acético no equilíbrio. Estes valores foram convertidos para litro. 
 = A concentração da solução de hidróxido de sódio utilizada foi de 0,5 mol/L 
 
 
 
 
 
 
Tabela 7 - Número de Mols de Ácido Acético no Equilíbrio 
Frasco n H.Ac (mols) 
2 5,53.10
-3
 
3 4,65.10
-3
 
4 4,08.10
-3
 
5 7,35.10
-3
 
6 3,80.10
-3
 
7 9,63.10
-3
 
8 3,20.10
-3
 
9 3,00.10
-3
 
10 5,60.10
-3
 
11 6,65.10
-312* 1,15.10
-3
 
 
 
 
V. Quadro de Equilíbrio: 
 
 A reação é envolvida no experimento é dada por: 
 
 Porém, esta reação pode caminhar em dois sentidos, conforme descrito abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 O sentido 1 representa a reação de hidrólise, enquanto o sentido 2 representa 
a reação de esterificação. O sentido da reação depende da direção na qual o equilíbrio 
está sendo deslocado. 
 O Quadro 2 exibe o número de mols iniciais e o número de mols no equilíbrio 
de cada componente da reação. Nela estão caracterizados os estados iniciais, a 
varição e o equilíbrio. No equilíbrio é informado quem vai ser formado e quem vai ser 
consumido, ou seja, se os componentes vão agir como produto ou como reagentes. 
Com estas informações é possível determinar se a reação caminha no sentido da 
hidrólise ou da esterificação. A estequiomentria da reação em ambos os sentidos é de 
1:1. 
 
Quadro 2 - Sentido da reação (SR) e número de mol inciais e no equilíbrio do ácido acético, etanol, 
acetato de etila e água. 
F 
Número de mols iniciais Número de mols no equilíbrio 
SR 
H.Ac Etanol Ac.Etila H2O H.Ac Etanol Ac.Etila H2O 
2 0,0 0,0 0,1020 0,0512 x x 0,01022-x 0,0512-x 1 
3 0,0 0,0 8,18.10
-3 
0,0622 x x 8,18.10
-3
-x 0,0622-x 1 
4 0,0 3,44.10
-3
 8,18.10
-3
 0,0512 x 3,44.10
-3
 +x 8,18.10
-3
-x 0,0512-x 1 
5 3,5.10
-3
 0,0 8,18.10
-3
 0,0512 3,5.10
-3
+x x 8,18.10
-3
-x 0,0512-x 1 
6 0,0 0,0 6,14.10
-3
 0,0734 X x 6,14.10
-3
-x 0,0734-x 1 
7 7,0.10
-3
 0,0 6,14.10
-3
 0,0512 7,0.10
-3
+x x 6,14.10
-3
-x 0,0512-x 1 
8 0,0 3,44.10
-3
 6,14.10
-3
 0,0622 x 3,44.10
-3
 +x 6,14.10
-3
-x 0,0622-x 1 
9 0,0 6,86.10
-3
 6,14.10
-3
 0,0512 x 6,86.10
-3
+x 6,14.10
-3
-x 0,0512-x 1 
10 3,5.10
-3
 3,44.10
-3
 6,14.10
-3
 0,0512 3,5.10
-3
+x 3,44.10
-3
 +x 6,14.10
-3
-x 0,0512-x 1 
11 3,5.10
-3
 0,0 6,14.10
-3
 0,0622 3,5.10
-3
+x x 6,14.10
-3
-x 0,0622-x 1 
12* 0,0 0,0 6,14.10
-3
 0,0734 x x 6,14.10
-3
-x 0,0734-x 1 
 
 Conforme demonstra o quadro, de acoro com as quantidades iniciais dos 
componentes, a reação em todos os frascos ocorre no sentido da hidrólise do acetato 
de etila, ou seja, ácido acético e etanol serão formados e acetato de etila e água serão 
consumidos. 
VI. Cálculo de X e das Concentrações: 
 Para os cálculos, as equações da coluna do número de mols no equilíbrio do 
ácido acético do quadro 2 devem ser igualadas aos valores da tabela 7. Desta forma, 
determina-se o valor de x necessário para calcular o número de mols no equilíbrio do 
etanol, da água e do acetato de etila. O Quadro 3 mostra este primeiro passo. 
 
Quadro 3 - Determinação do valor x através do cálculo do número de mols de ácido acético no 
equilíbrio. Os valores do quadro 2 foram igualados aos valores da tabela 7 
 (Continua) 
Frasco Cálculo de x para o Ácido Acético Valor de x (mol) 
2 x = 5,53.10
-3
 5,53.10
-3
 
3 x = 4,65.10
-3
 4,65.10
-3
 
4 x = 4,08.10
-3
 4,08.10
-3
 
5 3,5.10
-3
+x = 7,35.10
-3
 3,85.10
-3
 
6 x = 3,80.10
-3
 3,80.10
-3
 
7 7,0.10
-3
+x = 9,63.10
-3
 2,63.10
-3
 
 
 
Quadro 3 - Determinação do valor x através do cálculo do número de mols de ácido acético no 
equilíbrio. Os valores do quadro 2 foram igualados aos valores da tabela 7 
 (Continuação) 
8 x = 3,20.10
-3
 3,20.10
-3
 
9 x = 3,00.10
-3
 3,00.10
-3
 
10 3,5.10
-3
+x = 5,60.10
-3
 2,10.10
-3
 
11 3,5.10
-3
+x = 6,65.10
-3
 3,15.10
-3
 
12
*
 x = 1,15.10
-3
 1,15.10
-3
 
 
 Em seguida, substitui-se o valor de x encontrado nas equações do quadro 2 
para o acetato de etila, água e etanol, respeitando a ordem dos frascos. O Quadro 4 
apresenta o número de mols no equilíbrio de cada componente após os cálculos. 
 
Quadro 4 - Valores do número de mols no equilíbrio do ácido acético, etanol, acetato de etila e 
água 
Frasco 
Número de mols no equilíbrio 
Ácido Acético Etanol Acetato de Etila Água 
2 5,53.10
-3
 5,53.10
-3
 4,69.10
-3
 0,0457 
3 4,65.10
-3
 4,65.10
-3
 3,53.10
-3
 0,0576 
4 4,08.10
-3
 7,52.10
-3
 4,10.10
-3
 0,0471 
5 3,85.10
-3
 3,85.10
-3
 4,33.10
-3
 0,0474 
6 3,80.10
-3
 3,80.10
-3
 2,34.10
-3
 0,0696 
7 2,63.10
-3
 2,63.10
-3
 3,51.10
-3
 0,0486 
8 3,20.10
-3
 6,64.10
-3
 2,94.10
-3
 0,0590 
9 3,00.10
-3
 9,86.10
-3
 3,14.10
-3
 0,0482 
10 2,10.10
-3
 5,54.10
-3
 3,44.10
-3
 0,0491 
11 3,15.10
-3
 3,15.10
-3
 2,99.10
-3
 0,0591 
12
*
 1,15.10
-3
 1,15.10
-3
 4,99.10
-3
 0,0723 
 
 Para determinar a constante de equilíbrio de cada frasco é necessário calcular 
a concentração dos reagentes e produtos pela divisão dos valores do quadro 4 pelos 
seus respectivos volumes finais. O volume final, para cada frasco, é obtido somando-
se o volume de alíquota retirada e o volume de NaOH gasto na titulação do ácido 
acético no equilíbrio. 
 A tabela 8 mostra os valores necessários para o cálculo do volume final e o 
quadro 5 mostra os valores de concentração calculado com os dados da tabela 8. 
 
 
 Tabela 8 - Volumes das alíquotas retiradas, volume necessário para titulação do ácido 
acético no equilíbrio e os valores do volume final previamente calculados 
Frasco Alíquota (mL) (VTit-VB) (mL) Volume Final (L) 
2 2 11,05 1,31.10
-2
 
3 2 9,30 1,13.10
-2 
4 2 8,15 1,02.10
-2
 
5 2 14,70 1,67.10
-2
 
6 2 7,60 9,60.10
-3
 
7 2 19,25 2,13.10
-2
 
8 2 6,40 8,40.10
-3
 
9 2 6,00 8,00.10
-3
 
10 2 11,20 1,32.10
-2
 
11 2 13,30 1,53.10
-2
 
12* 2 2,30 4,30.10
-3
 
 
 
Quadro 5 - Valores de concentração dos reagentes e produtos no equilíbrio 
Frasco 
Concentração dos Produtos (mol/L) Concentração dos Reagentes (mol/L) 
Ácido Acético Etanol Acetato de Etila Água 
2 0,4221 0,4221 0,3580 - 
3 0,4115 0,4115 0,3124 - 
4 0,4000 0,7372 0,4020 - 
5 0,2305 0,2305 0,2593 - 
6 0,3958 0,3958 0,2437 - 
7 0,1235 0,1235 0,1648 - 
8 0,3809 0,7905 0,7905 - 
9 0,3750 1,233 0,3925 - 
10 0,1591 0,4197 0,2606 - 
11 0,2059 0,2059 0,1954 - 
12* 0,2674 0,2674 1,1605 
 
VII. Cálculo da Constante de Equilíbrio: 
 A constante de equilíbrio é calculada dividindo-se as concentrações dos 
produtos pela concentraçãos dos reagentes elevados a seus respectivos coeficientes 
estequiométricos [Russel]. Para a reação de hidrólise: 
 
 A expressão é dada por: 
 
 
 
 
 
 
 Na expressão 1 não devem ser representados líquidos puros e nem 
substâncias sólidas. A concentração em quantidade de matéria de uma substância no 
estado sólido é constante e assim já está incluída no próprio valor de Kc. O mesmo 
vale para líquidos puros como a água. Assim, só participam da expressão substâncias 
no estado gasoso ou em solução aquosa [6]. 
 A tabela 9 apresenta os valores da constante de equilíbrio calculada para cada 
frasco utilizando a expressão 1. 
 
Tabela 9 - Valores da constante de equilírio 
Frasco Constante de Equilíbrio (Kc) 
2 0,4977 
3 0,5420 
4 0,7335 
5 0,2049 
6 0,6428 
7 0,0926 
8 0,8602 
9 1,1780 
10 0,2562 
11 0,2170 
12* 0,0616 
 
 
 
VIII. Cálculo do valor médio de Kc e do Desvio Padrão: 
 
 Para calcular a médiae o desvio padrão foram utilizadas as equaçõesa 
equação 9 e 10. 
 
 
 
 [13] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 [13] 
 
 O desvio padrão representa a dispersão ou o desvio em torno do valor médio. 
 Um baixo desvio padrão indica que os dados tendem a estar próximos da média e 
quanto mais espalhados estiverem os dados maior será o desvio padrão [13]. 
 
IX. Comparação entre os Frascos 6 e 12*: 
 
 A principal diferença entre os frascos 6 e 12* está na forma como as soluções 
foram preparadas. A solução do frasco 6 foi preparada com dias de antecedência 
dando tempo para que a reação de hidrólise avançasse o máximo possível na direção 
do estado de equilíbrio. Em contrapartida, a solução do frasco 12* foi preparada em 
um intervalo de tempo menor, e desta forma espera-se que o número de mols no 
equilíbrio dos dois frascos apresentem valores diferentes. 
 Observando o quadro 6, o frasco 12* apresenta, aproximadamente, no 
equilíbrio, um número de mols duas vezes maior para o acetato de etila quando 
comparado com o frasco 6. Isto significa que menos acetato foi convertido em etanol e 
ácido acético, e consequentemente para o frasco 6 o número de mols de produtos é 
maior que no frasco 12. 
 
 
Quadro 6 - Comparação entre o número de mols no equilíbrio para reagentes e produtos 
Frasco 
Número de mols no equilíbrio 
Produtos Reagentes 
Ácido Acético Etanol Acetato de Etila Água 
6 3,80.10
-3
 3,80.10
-3
 2,34.10
-3
 0,0696 
12
*
 1,15.10
-3
 1,15.10
-3
 4,99.10
-3
 0,0723 
 
 
 
6. Conclusões 
Ao longo das primeiras experiências, que envolviam caracterização e obtenção 
do equilíbrio químico, pôde-se verificar, na prática, a comprovação dos conceitos 
elucidados por Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936), principalmente no que diz 
respeito aos efeitos das concentrações e da temperatura sobre o equilíbrio. 
De acordo com este princípio, a adição de reagentes ou produtos a um sistema 
químico faz com que a reação se desloque no sentido de reduzir os efeitos da 
perturbação alcançando um novo equilíbrio. Como o sistema nunca é capaz de vencer 
completamente o efeito de uma variação de concentração, isso explica o fato da cor 
na mistura final não ter a mesma intensidade da original nos experimentos A e B. 
Já em relação aos Experimentos C, D, E, F e G foi possível avaliar os efeitos 
do deslocamento de equilíbrio na reação de precipitação do cromato de bário. A 
adição de ácido, por exemplo, desloca o equilíbrio no sentido de formação de 
dicromato diminuindo a diponibilidade de íons cromatos necessário para a formação 
do cromato de bário afetando a quantidade de sal precipitado. 
Na experiência do efeito da temperatura sobre o equilíbrio, foi verificado o 
princípio de Le Chatelier que diz que o aumento da temperatura favorece o sentido da 
reação endotérmica, enquanto que uma diminuição de temperatura favorece o sentido 
da reação exotérmica pela coloração dos gases formados na reação. 
Sobre esta segunda parte do experimento, ao analisar o quadro 2, observa-se 
que idependentemente das quantidades de acetato de etila e água presentes nas 
soluções iniciais ainda existe um resíduo dessas substâncias quando a reação de 
hidrólise aparentemente se completa. Este resíduo indica que, na verdade, o sistema 
alcançou um estado de equilíbrio e não que a reação terminou [4]. 
A constante de equilíbrio deve ser calculada a partir de dados experimentais 
[1]. Aparentemente as concentrações de acetato de etila, ácido acético e etanol não 
apresentam nenhuma relação, mas uma vez que o equilíbrio é alcançado, os valores 
de Kc, para cada frasco, por ser uma constante, deveriam ser iguais ou no mínimo 
muito semelhantes entre si. Este fato não é observado nos dados da tabela 9, no qual 
os valores de Kc são completamente distintos. 
No último experimento, que constitui em uma prática de titulação, foi detectado 
uma série de erros operacionais que interferem diretamente nos cálculos de equilíbrio. 
Os reagentes podem ter escapado do recipiente na medida em que cada grupo abria o 
balão para pipetar as soluções afetando a proporção de cada frasco. A temperatura do 
laboratório costuma ser maior do que o esperado para os experimentos e também 
pode afetar os valores de Kc já que este é dependente da temperatura. 
 
 
 
Ao realizar um experimento em que se deseja descobrir valores exatos de 
determinada incógnita, deve-se atentar para escolher equipamentos que forneçam 
medidas precisas e exatas. A vidraria utilizada na coleta da maioria das soluções foi 
uma pipeta graduada, que possui uma precisão menor que a pipeta volumétrica, visto 
que o volume que esta mede e transfere é fixo. Em algumas coletas, foram utilizadas 
pipetas volumétricas e, de fato, ao utilizar este tipo de pipeta, as titulações realizadas 
em duplicata obtiveram resultados mais próximos que aquelas realizadas utilizando-se 
de uma pipeta graduada. Além disso, titulação é uma prática que deve ser realizada 
com muita atenção e foco por parte do operador, pois cada gota da solução titulante 
adicionada ao sistema faz diferença. Por fim, foram constatados problemas referentes 
a própria bureta, como torneiras mal vedadas, que eventualmente vazavam solução 
titulante. 
 
7. Referências 
1. Brady, James, Humiston, Gerard - Química Geral, Vol 2. 2ªed. LTC, 1986 
 
2. David L. Nelson, Michel M. Cox - Princípios de Bioquímica de Lehninger. 6ªed. 
Porto Alegre: Artmed, 2014 
 
3. Duward F. Shriver; Atkins, Peter - Química Inorgânica. 4ªed. Porto Alegre: 
Bookman, 2008 
 
4. Russel, John B - Química Geral, Vol 1. 2ª ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2010 
 
5. Russel, John B - Química Geral, Vol 2. 2ª ed. Rio de Janeiro: Pearson, 2010 
 
6. Skoog, Douglas A.; Holler, F. James; West, Donald M. - Fundamentos de Química 
Analítica. 9ªed. São Paulo: Cengage Learning, 2014 
 
7. Lee, J.D - Química Inorgânica não tão Concisa. 5ªed. São Paulo: Blücher, 1999. 
 
8. Usberco, João; Edgard, Salvador. Química - Volúme Único. 5ªed. São Paulo: 
Saraiva, 2002. 
 
9. Vogel, Arthur - Análise Química Quantitativa. 6ªed. LTC, 2002 
 
10. Vogel, Arthur - Química Analítica Qualitativa. 5ªed. São Paulo: Mestre Jou, 1981 
 
11. Araújo, Hiram - Equilíbrio Químico <http://web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf/> 
Acesso em 13/10/2015. 
 
12. Castellan, Gilbert. Physical Chemistry - 3rd ed. Benjamin-Cummings, 1986 
 
13. Larson, Ron; Farber, Betsy - 4ªed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010