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Relatório Equilibrio Químico em Solução

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Laboratório de Termodinâmica Química
Prática 8 – Equilíbrio Químico em Solução
Alunos: Bárbara Baptista Faconi
 Giovana de Almeida Pimentel
 Isabel de Araujo Porto Oliveira
 Kléber Souza
 Raíssa Bosich Antunes Jambo
 
Universidade Federal de Juiz de Fora
Juiz de Fora
2 / 2016
1 - Introdução:
O equilíbrio químico ocorre quando a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos, em uma reação química, se mantém constante ao longo do tempo.
Em vez de continuar até que os reagentes acabem e a reação cesse, determinadas reações químicas são reversíveis, ou seja, ocorrem em dois sentidos simultâneos, em que os reagentes são transformados em produtos e os produtos são transformados em reagentes ao mesmo tempo. O conceito de equilíbrio químico, praticamente se restringe às reações reversíveis.
aA + bB 
 cC+dD
A razão entre as concentrações dos reagentes e produtos, no equilíbrio, é igual a uma constante Q, dada pela seguinte relação:
A expressão do quociente da reação, Q, será igual à expressão da constante de equilíbrio - para pressões parciais ou concentrações dos reagentes e produtos - quando o sistema estiver fora do equilíbrio. Se Q < K a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos. Porém, se Q > K a reação está ocorrendo no sentido inverso, em direção à formação dos reagentes. E se Q = K a reação está próxima do equilíbrio e, por isso, utiliza-se a constante K no lugar de Q.
Outra forma de estudar o equilíbrio químico é através ada energia livre de Gibbs. A energia livre de Gibbs pode ser definida como ΔG= ΔH -TΔS, sendo ΔH a variação de entalpia, T a temperatura e ΔS a variação de entropia. A energia livre de Gibbs indica a espontaneidade da reação, pois quando ΔG < 0 a reação é espontânea no sentido direto, quando ΔG > 0 a reação não é espontânea no sentido direto, e quando ΔG = 0 a reação está em equilíbrio.
É importante lembrar que o potencial químico é definido como:
Para uma reação, temos:
Sendo niº, para cada componente, a quantidade inicial na reação e ξ o avanço da reação, temos:
 
Reescrevendo a energia livre de Gibbs, obtemos:
A energia livre de Gibbs da reação é dada por:
ΔGr= ΔGºr + RT ln Q
 No equilíbrio, ΔGr =0 e utilizamos a constante K, logo:
ΔGºr = -RT ln K
Como a concentração de uma amostra pode ser dada como o produto do número de mols pelo volume, temos:
2- Objetivo:
Determinar a constante de equilíbrio e a variação da energia livre de Gibbs padrão para a reação de hidrólise ácida de um éster em solução.
3 – Parte Experimental:
3.1 – Materiais:
erlenmeyers;
buretas;
pipetas volumétricas;
8 soluções contendo Acetato de Etila, Água, Etanol, Ácido Acético e Ácido Clorídrico em diferentes proporções como indicado na Tabela 1;
solução de NaOH mol/L;
solução de fenolftaleína.
3.2 - Procedimento:
Pipetar uma alíquota de 2,00mL de cada uma das 8 soluções, transferindo-as para diferentes erlenmeyers. Adicionar uma gota de fenolftaleína e titular com a solução de NaOH. A titulação deve ser realizada em triplicata para cada uma das soluções.
 Tabela 1: Volumes iniciais dos componentes da reação.
	Frascos
	Acetato de Etila
	Água
	Etanol
	Ácido Acético
	Ácido Clorídrico 3mol/L
	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
	d /g.cm³
	0,9003
	0,9982
	0,7893
	1,0492
	1,0640
	MM /g.mol-1
	88
	18
	46
	60
	36,5
4 – Resultados e discussão:
A partir do procedimento realizado foi obtido o volume de NaOH necessário para atingir o ponto de equivalência em cada titulação. Os dados do volume do titulante estão relacionados na Tabela 2.
Tabela 2: Volumes gastos de NaOH nas titulações
	Frasco
	V1 /mL
	V2 /mL
	V3 /mL
	Vmédio /mL
	Vmédio – Vmédio (frasco 1) /mL
	1
	5,8
	5,8
	5,9
	5,8
	0
	2
	18,6
	18,8
	19,0
	18,8
	13,0
	3
	17,3
	17,2
	17,4
	17,3
	11,5
	4
	15,4
	15,3
	15,4
	15,4
	9,6
	5
	22,2
	22,2
	22,2
	22,2
	16,4
	6
	15,4
	15,4
	15,5
	15,4
	9,6
	7
	25,4
	25,6
	26,0
	25,7
	19,9
	8
	13,8
	13,9
	13,7
	13,8
	8,0
A reação química envolvida é:
CH3COOC2H5(l) + H2O(l) → CH3COOH(aq) + CH3CH2OH(l)
O número de mol inicial para cada componente foi obtido utilizando as seguintes equações:
 
 Portanto: 
Além disso tem-se que o número de mols do ácido acético é igual ao número de mols do hidróxido de sódio utilizado na titulação, logo:
nHAc = CNaOH . VnaOH
O volume que será utilizado é o volume médio do frasco menos o volume médio do frasco 1.
Frasco 1:
O número de mols de água foi calculado , pois a água se comporta como reagente na reação que foi realizada nos frascos. Todos os frascos estarão com esse número de mols de água, pois em todos foi adicionado o mesmo volume de ácido clorídrico, e este foi utilizado como catalizador para acelerar a velocidade da reação.
Frasco 2:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 2, acetato de etila e ácido clorídrico.
O número inicial de mols de água, devido a presença de ácido clorídrico, é:
 
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,013 L = 0,0065 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0325 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 3: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0511
	0,2651
	0
	0
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0511-ξ
	0,2651-ξ
	0,0325
	+ ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0325 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0511 – 0,0325 = 0,0186 mol
nágua= 0,2651 – 0,0325 = 0,2326 mol
nHAc= 0,0325 mol
nEt= 0,0325 mol
Frasco 3:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 3, acetato de etila, água e ácido clorídrico.
O número de mols inicial da água é o somatório do número de mols de água devido a presença do ácido clorídrico com o número de mols de água acrescentada na reação:
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0115L = 0,00575 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0287 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 4: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0409
	0,3205
	0
	0
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0409-ξ
	0,3205-ξ
	0,0287
	+ ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0287 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0409 – 0,0287 = 0,0122 mol
nágua= 0,3205 - 0,0287 = 0,2918 mol
nHAc= 0,0287 mol
nEt= 0,0287 mol
Frasco 4:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 4, acetato de etila, etanol e ácido clorídrico.
O número inicial de mols de água, devido a presença de ácido clorídrico, é:
 
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Para o etanol o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0096L = 0,0048 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0240 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 5: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0409
	0,2651
	0
	0,0172
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0409-ξ
	0,2651-ξ
	0,0240
	0,0172+ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0240 e os números de mols finais são:
nAcEt
= 0,0409 – 0,0240 = 0,0169 mol
nágua= 0,2651 – 0,0240 = 0,2411 mol
nHAc= 0,0240 mol
nEt= 0,0172 + 0,0240 = 0,0412 mol
Frasco 5:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 5, acetato de etila, ácido acético e ácido clorídrico.
O número inicial de mols de água, devido a presença de ácido clorídrico, é:
 
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Para o ácido acético o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0164L = 0,0082 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0410 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 6: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0409
	0,2651
	0,0175
	0
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0409-ξ
	0,2651-ξ
	0,0410
	+ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0235 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0409 – 0,0235 = 0,0174mol
nágua= 0,2651 – 0,0235 = 0,2416 mol 
nHAc= 0,0410 mol 
nEt= 0,0235 mol
Frasco 6:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 6, acetato de etila, água e ácido clorídrico.
O número de mols inicial da água é o somatório do número de mols de água devido a presença do ácido clorídrico com o número de mols de água acrescentada na reação:
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0096L = 0,0048 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0240 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 7: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0307
	0,3760
	0
	0
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0307-ξ
	0,3760-ξ
	0,0240
	+ ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0240 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0307 – 0,0240 = 0,0067 mol
nágua= 0,3760 – 0,0240 = 0,3520 mol
nHAc= 0,0240 mol
nEt= 0,0240 mol
Frasco 7:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 7, acetato de etila, ácido acético e ácido clorídrico.
O número inicial de mols de água, devido a presença de ácido clorídrico, é:
 
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Para o ácido acético o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0199L = 0,00995 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0497 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 8: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0307
	0,2651
	0,0350
	0
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0307-ξ
	0,2651-ξ
	0,0497
	+ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0147 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0307 – 0,0147 = 0,0160 mol
nágua= 0,2651 - 0,0147 = 0,2504 mol
nHAc= 0,0497 mol
nEt= 0,0147 mol
Frasco 8:
Analisando a tabela 1 tem-se inicialmente no frasco 8, acetato de etila, água, etanol e ácido clorídrico.
O número de mols inicial da água é o somatório do número de mols de água devido a presença do ácido clorídrico com o número de mols de água acrescentada na reação:
Para o acetato de etila o número de mols inicial é:
Para o etanol o número de mols inicial é:
Número de mols final do ácido acético para a alíquota de 2mL:
nHAc = 0,5mol/L . 0,0080L = 0,0040 mol
Então o número de mols referente a 10mL é:
nHAc = 0,0200 mol
Tem-se a seguinte relação entre o número de mols inicial e final na reação:
Tabela 9: Número de mols inicial e no equilíbrio
	
	C2COOC2H5 +
	H2O 
	CH3COOH
	C2H5OH
	Inicial
	0,0307
	0,3205
	0
	0,0172
	Variação
	- ξ
	- ξ
	+ ξ
	+ ξ
	Final
	0,0307-ξ
	0,3205-ξ
	0,0200
	0,0172+ξ
Pela relação acima, ξ= 0,0200 e os números de mols finais são:
nAcEt = 0,0307 – 0,0200 = 0,0107 mol
nágua= 0,3205 – 0,0200 = 0,3005 mol
nHAc= 0,0200 mol
nEt= 0,0172 + 0,0200 = 0,0372 mol
Tabela 10: Número de mols inicial e final de cada substância em cada frasco
	
	Acetato de Etila
	Água
	Ácido Acético
	Etanol
	Frascos
	Inicial
	Final
	Inicial
	Final
	Inicial
	Final
	Inicial
	Final
	2
	0,0511
	0,0186
	0,2651
	0,2326
	0
	0,0325
	0
	0,0325
	3
	0,0409
	0,0122
	0,3205
	0,2918
	0
	0,0287
	0
	0,0287
	4
	0,0409
	0,0169
	0,2651
	0,2411
	0
	0,0240
	0,0172
	0,0412
	5
	0,0409
	0,0174
	0,2651
	0,2416
	0,0175
	0,0410
	0
	0,0235
	6
	0,0307
	0,0067
	0,3760
	0,3520
	0
	0,0240
	0
	0,0240
	7
	0,0307
	0,0160
	0,2651
	0,2504
	0,0350
	0,0497
	0
	0,0147
	8
	0,0307
	0,0107
	0,3205
	0,3005
	0
	0,0200
	0,0172
	0,0372
Com esses dados foram calculadas as constantes de equilíbrio, K, para a reação química utilizando a seguinte equação:
Tabela 10: Valores da constante de equilíbrio para cada frasco
	Frasco
	K
	2
	0,244
	3
	0,231
	4
	0,243
	5
	0,229
	6
	0,244
	7
	0,182
	8
	0,231
O valor médio da constante de equilíbrio encontrado foi de:
Kmédio = 0,23 ± 0,02
Conhecendo o valor da constante de equilíbrio é possível calcular a energia livre de Gibbs através da equação:
Na literatura encontra-se que: 
Logo, o ΔGº da reação é:
5 – Conclusão:
Através do experimento realizado provou-se a relação existente entre o equilíbrio dos produtos obtidos com seus respectivos materiais de partida.
6 - Referências Bibliográficas:
Apostila de Laboratório de Termodinâmica Química.
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de físico-química. São Paulo: LTC, 1986.
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