EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM 
Instituto de Ciências Exatas - ICE 
Departamento de Química - DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5º RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS - AM 
18 DE JUNHO DE 2015 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM 
Instituto de Ciências Exatas - ICE 
Departamento de Química - DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNOS: AYRTON LUCAS TELES 21201646 
JOSIANA MOREIRA MAR 21206535 
LUANA LEÃO 21201434 
WAGNER MOREIRA 21203673 
 
 
 
 
MANAUS - AM 
18 DE JUNHO DE 2015 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÃO 
 
RESUMO 
A constante de equilíbrio de hidrólise do acetato de etila (CH3COOC2H5C) em 
solução foi determinada a partir das médias dos volumes gastos de hidróxido de sódio 
em cada solução contida nos 12 erlenmeyers, onde foi calculada a média das quanti-
dades de ácido acético, no equilíbrio, por meio da titulação realizada. Descontou-se 
das médias o volume de base gasta para neutralizar a solução de ácido clorídrico, a 
fim de apenas calcular a quantidade de moles de NaOH necessários para neutraliza-
ção do ácido acético produzido na reação. Foram utilizados também os dados tabela-
dos das densidades e massas moleculares de cada composto envolvido na reação 
em equilíbrio. Pelos dados obtidos, pode-se calcular a média do número de moles e 
as concentrações de cada solução contida nos erlenmeyers para, posteriormente, se-
rem calculadas as constantes de equilíbrio, a média delas e os desvios padrões. 
A partir dos dados obtidos, pode-se obter o valor médio de 0,01788 para a 
constante de equilíbrio da hidrólise do acetato de etila. 
 
INTRODUÇÃO 
O equilíbrio químico é um estado em que a velocidade com que desaparecem 
os reagentes é exatamente igual à velocidade de formação dos produtos; nestas con-
dições, não há transformação aparente do sistema, mas as reações direta e inversa 
se processam simultaneamente a uma mesma velocidade (SANTANA, 2005). 
A reação não termina quando o equilíbrio é atingido, mas continua ocorrendo 
nos dois sentidos com as mesmas velocidades (equilíbrio dinâmico) (CHAGAS, 1999). 
Em uma reação do tipo: 
 𝐴 + 𝐵 ↔ 𝑀 + 𝑁 (1) 
A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em função das atividades 
dos vários componentes do sistema. Para soluções diluídas, consideradas ideais, as 
constantes de equilíbrio são calculadas em função das concentrações molares dos 
reagentes e dos produtos (CHAGAS, 1999). 
 𝐾 =
[𝑀].[𝑁]
[𝐴].[𝐵]
 (2) 
Através dos conceitos da termodinâmica pode ser previsto se uma reação quí-
mica pode ou não ocorrer e também pode ser determinado a sua composição no equi-
líbrio, em ambos os casos segundo uma condição prévia (ATKINS, 1990). 
A reação de hidrólise se inicia a partir do momento em que os reagentes são 
misturados. A velocidade desta reação de hidrólise enfraquece com o tempo e a rea-
ção reversa começa a ocorrer quando quantidades apreciáveis dos produtos estive-
rem presentes. No equilíbrio as duas velocidades ficam iguais (CAETANO, 2011). 
A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em função das atividades 
dos vários componentes do sistema. Para soluções diluídas, consideradas ideais, as 
constantes de equilíbrio são calculadas em função das concentrações molares dos 
reagentes e dos produtos. A reação de hidrólise do éster é representada pela equação 
abaixo e possui sua constante de equilíbrio calculada pela expressão acima (CAE-
TANO, 2011). 
 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶𝐻2𝐶𝐻3 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 (3) 
 
É necessário variar a temperatura ou usar um catalisador de modo alcançar 
mais rapidamente o equilíbrio (CAETANO, 2011). 
Este trabalho prático tem por objetivo determinar a constante de equilíbrio da 
reação de hidrólise do acetato de etila em solução. 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
 
• Material e Reagentes 
- 1 (uma) bureta de 50,0 mL 
- 1 (uma) pisseta de água destilada 
- 12 (doze) erlenmeyer de 125 mL 
- (quatro) pipetas graduada de 5 mL 
- 15 mL de água destilada (pisseta) eta-
nol P.A. 
- 40 mL de acetato de etila P.A. 
- 5 mL de ácido acético P.A. (glacial) 
- 500 mL de solução de NaOH 0,5 mol 
L-1 
- 60 mL de solução de HCl 3,0 mol L-1 
- Solução de indicador fenoftaleína a 1 
% alcoólico 
• Procedimento experimental 
 
(a) Preparação antecipada do sistema para atingir o equilíbrio 
 
- Separou-se 11 erlenmeyers numerados e preparou-se as soluções constantes mos-
tradas na Tabela 01. 
- Vedou-se os erlenmeyers e foram mantidos bem tampados, para evitar a evapora-
ção, cerca de uma semana até que o equilíbrio fosse atingindo. 
- A solução do frasco 12 foi preparada no início da experiência, antes do começo das 
titulações indicadas abaixo. 
 
Tabela 01. Valores iniciais (mL) dos reagentes em 10 mL de solução. 
Erlenmeyer 𝑉(𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5𝐶) 𝑉(𝐻2𝑂) 𝑉(𝐶2𝐻5𝑂𝐻) 𝑉(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻) 𝑉(𝐻𝐶𝑙) 
1 0 5 0 0 5 
2 5 0 0 0 5 
3 4 1 0 0 5 
4 4 0 1 0 5 
5 4 0 0 1 5 
6 3 2 0 0 5 
7 3 0 0 2 5 
8 3 1 1 0 5 
9 3 2 2 0 5 
10 3 1 1 1 5 
11 3 0 0 1 5 
12 3 0 0 0 5 
𝜌/ 𝑔. 𝑐𝑚−3(20 °𝐶) 0,90033 0,9982 0,7893 1,0492 1,0640 
𝑀/ 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 88 18 46 60 36,5 
 
 
(b) Obtenção da concentração dos componentes em equilíbrio 
 
- Pipetou-se 3 alíquotas de 2 mL da solução de cada erlenmeyer da Tabela 1, previa-
mente preparada, e transferiu-se cada uma para um erlenmeyer de 50 mL. 
- Adicionou-se uma gota de fenolftaleína a cada amostra e titulou-se com solução de 
0,5 mol. L-1 de NaOH. Foi anotado o volume gasto em cada titulação e preencheu-
se a Tabela 02. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Os volumes de NaOH necessários para a neutralização de cada uma das solu-
ções está representado na tabela abaixo: 
 
Tabela 02 – Média dos volumes gastos (mL) de solução de NaOH 0,5 mol.L-1 nas titulações 
para 2mL da solução, em triplicatas 
Erlenmeyer Vm Vm - V1m* 
1 1,30 0 
2 12,30 11,00 
3 9,60 8,30 
4 7,63 6,33 
5 15,17 13,87 
6 7,70 6,40 
7 16,90 15,60 
8 6,50 5,20 
9 5,10 3,80 
10 11,40 10,10 
11 13,70 12,40 
12 4,60 3,30 
V1m* = valor médio do erlernmeyer 1, que deverá ser descontado dos demais volumes 
 
Para a determinação da constante de equilíbrio da reação de hidrólise de ace-
tato de etila, analisou-se a concentração de cada reagente e de cada produto, deter-
minando o valor de cada termo da expressão da constante, dada abaixo: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[𝐶2𝐻5𝑂𝐻][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5][𝐻2𝑂]
 
Para calcular o número de moles de ácido acético determinado na titulação de 
cada erlenmeyer, utiliza-se a equação: 
𝑛 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
onde: 
𝑛 = número de moles de ácido acético no equilíbrio, para 2 mL da amostra. 
�̅�1𝑚= é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons H
+ no 
equilíbrio. 
�̅�𝑚 = é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido 
clorídrico colocado no branco e em cada erlenmeyer. 
𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 = concentração em mol.L
-1 do NaOH. 
 
 Erlenmeyer 1 
Nesse recipiente estava contido apenas ácido clorídrico (que age como catali-
sador na reação) e água. Portanto, a neutralização do ácido pela base era proveniente 
do somente do ácidoclorídrico. 
Desse modo, pode-se encontrar o número de moles de água presentes na so-
lução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada. 
𝜌𝐻𝐶𝑙 = 1,0640𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 𝜌𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 1,0640𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 5𝑐𝑚3 = 5,32g 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 𝐶𝐻𝐶𝑙 . 𝑉𝐻𝐶𝑙. 𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 
 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 3,00𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 × 5,0. 10−3𝐿 × 36,5𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,547 𝑔 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 − 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 5,32 – 0,547 = 4,773 𝑔 
 
Assim, o número de moles de água é: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 
4,773𝑔
18 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 0,265 𝑚𝑜𝑙 
 
 
 
A massa de água na solução inicial 𝑚0(𝐻2𝑂), de cada frasco é dada por: 
𝑚0(𝐻2𝑂) = 𝑚1(𝐻2𝑂) + 𝑚𝐴 
Onde 𝑚1(𝐻2𝑂) é a massa de água pura usada no preparo das misturas da Ta-
bela 01 e 𝑚𝐴 é a massa da água contida em 5mL da solução 3mol.L
-1 de HCl. 
𝑚0(𝐻2𝑂) = 𝑚1(𝐻2𝑂) + 𝑚𝐴 
𝑚0(𝐻2𝑂) = (𝜌𝐻2𝑂 × 𝑉𝐻2𝑂) + 𝑚𝐴 
𝑚0(𝐻2𝑂) =
(0,9982𝑔. 𝑐𝑚−3 × 5𝑐𝑚3) + 4,773𝑔 
𝑚0(𝐻2𝑂) = 4,991𝑔 + 4,773𝑔 = 𝟗, 𝟕𝟔𝟒𝒈 
Pode-se então encontrar o número total de moles de água na solução de 5mL 
de água e 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 
10,192375𝑔
18 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 𝟎, 𝟓𝟒𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
 
 
 Erlenmeyer 2 
Nesse recipiente estava contido de 5 mL do acetato de etila e 5 mL do ácido 
clorídrico. Tem-se que o HCl apresenta uma concentração de 3 mol.L-1. Portanto, as 
moléculas de água para provocar a hidrólise provêm do HCl, que atua como catalisa-
dor. Desse modo, pode-se encontrar o número de moles de água presentes na solu-
ção de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada. 
Como calculado anteriormente, a quantidade de água contida na solução de 
5mL de HCl é dada por: 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 3,00𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 × 5,0. 10−3𝐿 × 36,5𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,547 𝑔 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐻𝐶𝑙 − 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 
 
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 5,32 – 0,547 = 4,773 𝑔 
 
Assim, o número de moles de água é: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 
4,773𝑔
18 𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
Agora pode-se encontrar a quantidade em mol dos outros reagentes na solu-
ção. Para encontrar o número de moles de ácido acético utiliza-se o volume gasto na 
titulação, subtraindo o valor correspondente ao HCl (erlenmeyer 1). Desse modo, te-
mos que: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(12,30 − 1,3) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [11 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0055𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e também do etanol. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
Logo, pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 5,0 
mL de acetato de etila presentes na solução. 
𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 × 𝑉𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 5𝑐𝑚3 = 4,502g 
 
Encontrou-se o número de moles do acetato de etila na solução inicial: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑀𝑀
=
4,502g
88𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,0512 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0512 𝑚𝑜𝑙 − 0,0055 𝑚𝑜𝑙 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟓𝟕 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,0055 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟗𝟕 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dado por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟓 × 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟓
𝟎, 𝟎𝟒𝟓𝟕 × 𝟎, 𝟐𝟓𝟗𝟕
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟓𝟓 
 
 Erlenmeyer 3 
Nesse recipiente estava contido de 4 mL do acetato de etila, 1mL de água e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. Houve a adição de 1 mL de água, representando: 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎(𝐻2𝑂) = (0,9982𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 1𝑐𝑚3) = 0,9982𝑔 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝐻2𝑂 =
0,9982𝑔
18𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 0,0555 𝑚𝑜𝑙 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 + 0,0555 = 0,321 𝑚𝑜𝑙 
 A quantidade de ácido acético e de etanol é determinada através da titulação, 
onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os 
íons provenientes dos 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(9,60 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [8,3 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00415 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e também do etanol. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟏𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 4,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. 
 
𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 × 𝑉𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 4𝑐𝑚3 = 3,601g 
 
Encontrou-se o número de moles do acetato de etila pela relação: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑀𝑀
=
3,601g
88𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,0409 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0409 − 0,00415 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟔𝟖 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,321 − 0,00415 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟏𝟓 × 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟏𝟓
𝟎, 𝟎𝟑𝟔𝟖 × 𝟎, 𝟑𝟏𝟔𝟓 
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟒𝟖 
 Erlenmeyer 4 
Nesse recipiente estava contido de 4 mL do acetato de etila, 1mL de etanol e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. 
A quantidade de ácido acético e de etanol é determinada através da titulação, 
onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os 
íons provenientes dos 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻= [(7,63 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [6,33 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00317 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético. 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟏𝟕 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o etanol que teve o acréscimo de 1mL, teremos: 
𝜌𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 𝜌𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 × 𝑉𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 1𝑐𝑚3 = 0,7893𝑔 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =
0,7893𝑔
46𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,01715 𝑚𝑜𝑙 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de etanol é: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = = 0,00317 + 0,01715 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟎𝟑𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 4,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. 
 
𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 × 𝑉𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 4𝑐𝑚3 = 3,601g 
 
Encontrou-se o número de moles do acetato de etila pela relação: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑀𝑀
=
3,601g
88𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,0409 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0409 − 0,00317 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟕𝟖 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,00317 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟏𝟕 × 𝟎, 𝟎𝟐𝟎𝟑𝟐
𝟎, 𝟎𝟑𝟕𝟖 × 𝟎, 𝟐𝟔𝟐𝟎
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟓 
 
 Erlenmeyer 5 
Nesse recipiente estava contido de 4 mL do acetato de etila, 1mL de ácido acé-
tico e 5 mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. 
A quantidade de etanol e ácido acético é determinada através da titulação, onde 
o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons 
provenientes dos 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(15,17 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [13,87 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00694 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles de eta-
nol. Logo: 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟗𝟒 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o ácido acético, temos a adição de 1 mL. Logo, tem-se: 
𝜌𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,0492𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝜌á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 × 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,0492𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 1𝑐𝑚3 = 1,0492𝑔 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 =
1,0492𝑔
60𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,01748 𝑚𝑜𝑙 
 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de ácido acético é: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,00694 + 0,01748 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟒𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 4,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0409 𝑚𝑜𝑙 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0409 − 0,00694 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟎 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,00694 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟒𝟐 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟗𝟒 
𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟎 𝒙 𝟎, 𝟐𝟓𝟖𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟗𝟑𝟎 
 
 Erlenmeyer 6 
Nesse recipiente estava contido de 3mL do acetato de etila, 2mL de água e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. Houve a adição de 2 mL de água, representando: 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎(𝐻2𝑂) = (0,9982𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 2𝑐𝑚3) = 1,9964𝑔 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐻2𝑂 =
1,9964𝑔
18𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,1109 𝑚𝑜𝑙 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 𝑚𝑜𝑙 + 0,1109 𝑚𝑜𝑙 = 0,376 𝑚𝑜𝑙 
 A quantidade de ácido acético e de etanol é determinada através da titulação, 
onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os 
íons provenientes dos 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(7,7 − 1,3) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [6,4 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00320 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e também do etanol. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. 
 
𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝜌𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 × 𝑉𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,90033𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 3𝑐𝑚3 = 2,70099g 
 
Encontrou-se o número de moles do acetato de etila pela relação: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑀𝑀
=
2,70099g
88𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,00320 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟕𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,376 − 0,00320 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟐 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟐
𝟎, 𝟎𝟐𝟕𝟓 𝒙 𝟎, 𝟑𝟕𝟐𝟗
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟏 
 
 Erlenmeyer 7 
Nesse recipiente estava contido de 3 mL do acetato de etila, 2mL de ácido acético e 
5 mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária daadição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. 
A quantidade de ácido acético é determinada através da titulação, onde o vo-
lume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons pro-
venientes dos 5mL de HCl. 
𝑉𝑔𝑎𝑠𝑡𝑜 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 16,9 − 1,30 = 15,6 𝑚𝐿 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(16,9 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [15,6 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0078 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles de eta-
nol. Logo: 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟖 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o ácido acético, temos a adição de 2 mL. Logo, tem-se: 
𝜌𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,0492𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝜌á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 × 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,0492𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 2𝑐𝑚3 = 2,0982𝑔 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 =
2,0984𝑔
60𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,03497 𝑚𝑜𝑙 
 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de ácido acético é: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,03497 + 0,0078 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍 
 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,0078 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,0078 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟕𝟒 𝒎𝒐𝒍 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟒𝟐𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟖
𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟗 𝒙 𝟎, 𝟐𝟓𝟕𝟒
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟔𝟑 
 
 Erlenmeyer 8 
Nesse recipiente estava contido de 3 mL do acetato de etila, 1mL de água, 1mL 
de etanol e 5 mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙, e de 1mL de água equivale à 0,0554 𝑚𝑜𝑙. 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 𝑚𝑜𝑙 + 0,0554 𝑚𝑜𝑙 = 0,3204 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de ácido acético e etanol é determinada através da titulação, onde 
o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons 
provenientes dos 5mL de HCl. 
 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(6,5 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [5,2 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0026 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético. 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟔 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o etanol que teve o acréscimo de 1mL, teremos: 
𝜌𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 𝜌𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 × 𝑉𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 1𝑐𝑚3 = 0,7893𝑔 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =
0,7893𝑔
46𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,01715 𝑚𝑜𝑙 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de etanol é: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = = 0,0026 + 0,01715 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟗𝟕𝟔 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,0026 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟏 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,320 − 0,0026 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟖𝟎 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟏𝟗𝟕𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟐𝟔
𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟏 𝒙 𝟎, 𝟑𝟏𝟖
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟓𝟕𝟓 
 
 Erlenmeyer 9 
Nesse recipiente estava contido de 3 mL do acetato de etila, 2mL de etanol e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. 
A quantidade de ácido acético é determinada através da titulação, onde o vo-
lume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons pro-
venientes dos 5mL de HCl. 
 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(5,1 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [3,8 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0019 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético. 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟗 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o etanol que teve o acréscimo de 2mL, teremos: 
𝜌𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 0,7893𝑔. 𝑐𝑚
−3 × 2𝑐𝑚3 = 1,5786𝑔 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =
1,5786𝑔
46𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,03431 𝑚𝑜𝑙 
 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de etanol é: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = = 0,0019 + 0,03431 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟔𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,0019 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟖 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,0019 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟑𝟑 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝒙 𝟎, 𝟎𝟑𝟔𝟐𝟐
𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟖 𝒙 𝟎, 𝟐𝟔𝟑𝟑
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟗𝟎𝟖 
 
 Erlenmeyer 10 
Nesse recipiente estava contido de 3 mL do acetato de etila, 1mL de etanol, 
1mL de ácido acético e 5 mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. 
A quantidade de ácido acético e etanol édeterminada através da titulação, onde 
o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons 
provenientes dos 5mL de HCl. 
 
𝑉𝑔𝑎𝑠𝑡𝑜 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 11,4 − 1,30 = 10,1 𝑚𝐿 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(11,4 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [10,1 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00505 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e etanol. No entanto, para ambos houve o acréscimo de 1 mL. Logo, temos: 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,00505 + 0,01749 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟓𝟒 𝒎𝒐𝒍 
 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = = 0,00505 + 0,01716 𝑚𝑜𝑙 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟐𝟏 𝒎𝒐𝒍 
 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,00505 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟔 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,265 − 0,00505 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
 𝟎, 𝟐𝟐𝟓𝟒 𝒙 𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟐𝟏
𝟎, 𝟐𝟓𝟔 𝒙 𝟎, 𝟐𝟔𝟎𝟏 
= 𝟎, 𝟎𝟕𝟓𝟎𝟒 
 
 Erlenmeyer 11 
Nesse recipiente estava contido de 3 mL do acetato de etila, 1mL de ácido acé-
tico, 1mL de água e 5 mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙, e de 1mL de água equivale à 0,0554 𝑚𝑜𝑙. 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 𝑚𝑜𝑙 + 0,0554 𝑚𝑜𝑙 = 0,3204 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de ácido acético é determinada através da titulação, onde o vo-
lume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os íons pro-
venientes dos 5mL de HCl. 
𝑉𝑔𝑎𝑠𝑡𝑜 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 13,7 − 1,30 = 12,4 𝑚𝐿 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(13,7 − 1,30) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [12,4 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,0062 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles de eta-
nol. Logo: 
 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
Para o ácido acético, temos a adição de 1 mL. Logo, tem-se: 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,0062 + 0,01748 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟑𝟔𝟗 𝒎𝒐𝒍 
 
 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,0062 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,3204 − 0,0062 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟒𝟐 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟐𝟑𝟔𝟗 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟐
𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒙 𝟎, 𝟑𝟏𝟒𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟗𝟎𝟕 
 
 Erlenmeyer 12 
Nesse recipiente estava contido de 3mL do acetato de etila, 2mL de água e 5 
mL do ácido clorídrico 3M. 
Calculado anteriormente, a quantidade em moles de água originária da adição 
de 5mL de HCl é de 0,265 𝑚𝑜𝑙. Houve a adição de 2 mL de água, representando: 
Logo, tem-se que a quantidade total em moles de 𝐻2𝑂 é: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂 = 0,265 𝑚𝑜𝑙 + 0,111 𝑚𝑜𝑙 = 0,376 𝑚𝑜𝑙 
 A quantidade de ácido acético e de etanol é determinada através da titulação, 
onde o volume de NaOH gasto é subtraído do volume consumido para neutralizar os 
íons provenientes dos 5mL de HCl. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = (�̅�𝑚 − �̅�1𝑚). 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [(4,6 − 1,3) × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = [3,3 × 10
−3𝐿] × 0,5𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,00165 𝑚𝑜𝑙 
 
Essa quantidade de moles é, pela estequiometria, o número de moles do ácido 
acético e também do etanol. 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
 
Pode-se encontrar o número de moles de acetato de etila, a partir dos 3,0 mL 
de acetato de etila presentes na solução. Calculado anteriormente, tem-se: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 𝑚𝑜𝑙 
 
A quantidade de moles de acetato de etila no equilíbrio é dada por: 
 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 0,0307 − 0,00165 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍 
 
 
A quantidade de moles de água no equilíbrio é dada por: 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 á𝑔𝑢𝑎 − 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜 á𝑔𝑢𝑎 = 0,376 − 0,00165 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟒𝟒 𝒎𝒐𝒍 
 
 
 
A constante de equilíbrio da reação inversa, hidrólise do éster, é dada por: 
𝐾𝑒𝑞 = 
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜][𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙]
[𝐴𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑡𝑖𝑙𝑎][Á𝑔𝑢𝑎]
 
𝑲𝒆𝒒 = 
𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟔𝟓 𝒙 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟔𝟓
𝟎, 𝟎𝟐𝟗 𝒙 𝟎, 𝟑𝟕𝟒𝟒
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟐𝟓 
 
Tabela 03 – Número de moles dos reagentes em 10 mL de solução inicial. 
Erlenmeyer Acetato de etila Água Etanol Ácido acético 
2 0,0512 0,265 - - 
3 0,0409 0,321 - - 
4 0,0409 0,265 0,0172 - 
5 0,0409 0,265 - 0,0175 
6 0,0307 0,376 - - 
7 0,0307 0,265 - 0,0350 
8 0,0307 0,321 0,0172 - 
9 0,0307 0,265 0,0343 - 
10 0,0307 0,265 0,0172 0,0175 
11 0,0307 0,321 - 0,0175 
12 0,0307 0,376 - - 
 
 
Tabela 04 – Número de moles dos reagentes e produtos em equilíbrio e a constante 
de equilíbrio. 
Erlenme-
yer 
Acetato de 
etila 
Água Etanol 
Ácido 
acético 
Constante de 
Equilíbrio, K 
2 0,0457 0,2597 0,00550 0,00550 0,00255 
3 0,0368 0,3165 0,00415 0,00415 0,00148 
4 0,0378 0,2620 0,02032 0,00317 0,00650 
5 0,0340 0,2582 0,00694 0,02442 0,01930 
6 0,0275 0,3729 0,00320 0,00320 0,00100 
7 0,0229 0,2574 0,00780 0,04277 0,05663 
8 0,0281 0,3180 0,01976 0,00260 0,00575 
9 0,0288 0,2633 0,03622 0,00190 0,00908 
10 0,0256 0,2601 0,02221 0,02254 0,07504 
11 0,0245 0,3144 0,00620 0,02369 0,01907 
12 0,0290 0,3744 0,00165 0,00165 0,00025 
 Valor médio 0,01788Os resultados abaixo dos erlenmeyer 6 e 12 são: 
Erlenme-
yer 
Acetato de 
etila 
Água Etanol 
Ácido 
acético 
Constante de 
Equilíbrio, K 
6 0,0275 0,3729 0,00320 0,00320 0,00100 
12 0,0290 0,3744 0,00165 0,00165 0,00025 
 
Nota-se uma visível diferença entre as duas soluções, mesmo que possuindo as 
mesmas proporções iniciais de acetato de etila, água e ácido clorídrico. Essa variação 
de moles se dá pelo fato da primeira solução (erlenmeyer 6) possuir um maior tempo 
para a hidrólise ocorrer e, consequentemente, produzir maior quantidade de ácido acé-
tico em relação a segunda solução (erlenmeyer 12), corroborado pela quantidade de 
hidróxido de sódio necessária para neutralizar o ácido produzido. Logo, os valores para 
a constante de equilíbrio variam, possuindo um valor maior para erlenmeyer 6, cujo 
valor é 4 vezes maior. 
Existem fatores que também podem ter influenciado na obtenção da constante 
de equilíbrio químico em solução. Dentre eles pode-se citar a falta de padronização da 
base utilizada para nos dar maior certeza do ponto de viragem, as medidas não tão pre-
cisas das substâncias presentes em cada erlenmeyer, a vedação dos recipientes pode 
não ter sido tão eficaz como se esperava. 
 
CONCLUSÃO 
 
Esse experimento mostra que a reações químicas não avançam até a formação 
completa de produtos, isto é, quantidades mensuráveis de reagentes ainda estão pre-
sentes no sistema quando aparentemente a reação cessa. Um exemplo deste tipo é 
a reação de hidrólise de acetato de etila catalisada por uma solução aquosa de ácido 
clorídrico para formar ácido acético e etanol. Pode-se perceber que tanto com a vari-
ação de etanol e ácido acético como também de acetato de etila e água, há a variação 
da constante de equilíbrio corroborada pela variação do volume hidróxido de sódio 
necessário para neutralizar o ácido acético produzido na reação. O valor médio da 
constante de equilíbrio da hidrólise do acetato de etila é 0,01788, onde também in-
fluência do tempo para a realização da reação, onde pode ser comprovado a partir 
dos erlenmeyer 6 e 12. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W. Physical Chemistry. 4th ed. Oxford: Oxford Press University, 1990. 
 
CAETANO, Melissa Soares. Apostila de práticas físico-quimica. Universidade Federal 
de Ouro Preto – Depto de Química – 2011. 
 
CHAGAS, A.P., Termodinâmica química. Campinas: Editora da UNICAMP,1999. 
 
SANTANA, Genilson Pereira. Equilíbrio Químico - Manaus:o Autor, 2015.