Derterminação da constante de equilíbrio de uma reação

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CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS NATURAIS E DA SAÚDE-CCENS
UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO-UFES
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E FÍSICA-DQF
DUPLA: Hedylady Santiago Machado
DISCIPLINA: Físico Química Experimental
EXPERIMENTO: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE UMA REAÇÃO EM SOLUÇÃO
Objetivo: Determinar a constante de equilíbrio de hidrólise de um éster em solução
MATERIAL NECESSÁRIO:
7 tubos de ensaio com tampa, 1 bureta de 50 ml, pipetas de 5, 2 e 1 ml, 35 ml de HCl 3M, 300 ml NaOH 1,0 M, fenolftaleína, 20 ml de acetato de etila, 20 ml de ácido glacial (ácido etanoico ou ácido acético), 5 ml de álcool etílico.
TRATAMENTO DE DADOS DO EXPERIMENTO 
Inicialmente adicionou-se em cada frasco 5 ml de HCl 3 M e logo depois as seguintes soluções nas determinadas quantidades indicadas na tabela 1.1 abaixo: 
Tabela 1.1: Relação inicial de reagentes adicionados no tubo de ensaio.
	Frasco
	Ácido Acético (ml)
	Etanol (ml)
	Acetato de Etila (ml)
	Água (ml)
	1
	__
	__
	__
	5
	2
	__
	__
	5
	__
	3
	__
	__
	4
	1
	4
	__
	__
	2
	3
	5
	__
	1
	4
	__
	6
	1
	__
	4
	__
	7
	1
	4
	__
	__
	Densidade
g.ml-1 (20°C)
	1,0492
	0,7893
	0,9003
	0,9982
Deixou-se em repouso de uma semana os reagentes que foram adicionados no tubo para que fosse alcançado o equilíbrio final da reação:
CH3COOOH(aq) + C2H5OH (aq) ↔ CH3COOC2H5(aq) + H2O(l)
A reação acima é conhecida na química orgânica como uma reação de Esterificação. Esta é caracterizada pela reação entre um ácido carboxílico (composto que possui grupo carbonila ligado a um grupo hidroxila , OH) com um álcool em que há a formação de um éster.
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/3407747/
Para obtermos a hidrólise do éster como é mostrado no mecanismo acima foi utilizado um excesso de água. Ou seja o refluxo é feito do éster com solução aquosa de HCl diluída. Ou seja, o HCl 3 M utilizado no experimento serviu de catalisador da reação de hidrólise do éster levando em conta que participou da reação doando um próton H+ o qual ao final da reação foi reconstituído.
OBS: Reações de Esterificação catalisadas por ácido é necessário o uso de ácidos fortes diluídos. Como HCl e também o H2SO4.
Preparo da solução de NaOH 0,5 M
PM NaOH = 40 g/mol
1 mol de NaOH ______40 g
0, 5 mol ____________ x x = 20, 00 g NaOH 
20, 00 g NaOH _______ 1000 ml
X__________________ 500 ml x = 10,00g de NaOH
Massa pesada de NaOH = 10,004 g
Após pesagem essa massa de foi adicionada em um balão volumétrico de 500 ml e diluída com um pouco de água destilada. Posteriormente adicionou-se água destilada até completar o volume do balão.
Tabela 1.2 Padronização da solução de NaOH
	V solução de NaOH adicionada em cada erlenmeyer
	V HCl 0,145M gasto na titulação
	V1 = 5 ml
	V1 = 17,6 ml
	V2 = 5 ml
	V2 = 17,7 ml
	V3 = 5 ml
	V3 = 17,4 ml
	
	V médio HCl = 17,57 ml
PM HCl = 36, 5 g/mol
0,145 mol HCl ______36, 5 g
 X __________ 17,57 ml X = 2,547 x 10-3 mol de HCl
No P.E. n° mols de HCL = n° mols de NaOH
NaOH(aq) + HCl(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)
2,547 x 10 -3 mol de NaOH_________5 ml
X_________________________1000ml X = 0,509 M de NaOH
Tabela 1.3-Titulação das soluções contidas nos sete tubos de ensaio contra NaOH 0,509 M:
	Tubos de ensaio
	V NaOH 0,509 M gasto na titulação (ml)
	1
	V1 = 33,5 ml
	2
	V2 = 88,10 ml
	3
	V3 = 81,5 ml
	4
	V4 = 63,50 ml
	5
	V5 = 48,5 ml
	6
	V6 = 103,4 ml
	7
	V7 = 50 ml
Como foi adicionado em cada tubo 5 ml de solução HCl 3 M logo em cada um deles continha a seguinte quantidade de água:
3 mol HCl________1000ml
X______________ 5 ml X = 0,015 mol HCl
1 mol HCl ________ 36,5 g
0,015 mol ________ X X = 0,547 = 0,55 g de HCl
Ou n = m/MM m = 0,015 x 36,5 m = 0,547 = 0,55 g de HCl
Numa solução diluída de HCl 3 M temos o equivalente a 0,55g de HCl e o restante é água que foi utilizada para a diluição do ácido forte.
Dessa forma considerando que 5 ml de solução equivale a 5 gramas temos:
5 g de solução HCl 3 M – 0,55 g HCl = 4,45 g de H2O que foram inicialmente adicionadas em cada tubo de ensaio.
Cálculo para a quantidade de H2O em mols inicialmente adicionada em cada tubo: 
PM H2O = 18 g/mol
Tubo 1: 
Adicionou-se 5 ml de HCl 3 M + 5 ml de água = 4,45 g + 5 g = 9,45g de H2O
n = 9,45/18 n=0,53 mols de H2O
Tubo 2:
5 ml de HCl 3 M = 4,45 g de H2O
n = 4,45/18 n=0,25 mol de H2O
Tubo 3:
5 ml de solução HCl 3 M + 1 ml de H2O = 4,45 + 1,0 = 5,45g de H2O
n = 0,30 mol H2O
Tubo 4:
5 ml de solução HCl 3 M + 3 ml de H2O = 4,45 + 3,0 = 7,45 g de H2O
n = 0,41 g H2O
Tubo 5:
5 ml de solução HCl 3 M = 4,45 g 5 de H2O
n = 0,25 mol de H2O
Tubos 5, 6 e 7:
5 ml de solução HCl 3 M = 4,45 g de H2O
n = 0,25 mol H2O
Cálculo para a quantidade inicial de HAc que foi adicionado somente nos tubos 6 e 7:
d = m/V e PM HAc = 60,05 g/mol
Tubos 6 e 7:
Adicionou-se 1 ml 
1,0492 = m/1 m = 1,0492 g
n=1,0492 /60,05 n=0,017 mol HAc
Cálculo para determinar a quantidade de Etanol adicionado nos tubos 5 e 7:
MM etanol = 46,0 g/mol
Tubo 5:
Adicionou-se 
0,7893 = m/1 m=0,7893 g e n=0,017 mol
Tubo 7:
Adicionou-se 4 ml 
0,7893 = m/4 m=3, 157 g e n=0,068 mol
Cálculo para determinar a quantidade inicial de Acetato de Etila adicionado nos tubos 2, 3, 4, 5 e 6:
MM Ac. Etila = 88,11 g/mol
Tubo 2:
Adicionou-se 5 ml
0,9003 = m/5 m = 4, 501g e n=0,051 mol 
Tubo 3:
Adicionou-se 4 ml
0,9003 = m/4 m = 3, 601g e n=0,040 mol 
Tubo 4:
Adicionou-se 2 ml
0,9003 = m/2 m = 1, 800g e n=0,020 mol 
Tubo 5 e no tubo 6:
Adicionou-se 4 ml
0,9003 = m/4 m = 3,601 g e n=0,040 mol 
Tabela 1.4-Cálculo para descontar o volume de NaOH gasto na titulação dos prótons H+ contidos em solução e encontrar o volume final de HAc no equilíbrio:
	V NaOH 0,509 M gasto na titul. (ml)
	V titulação NaOH x HCl (ml)
	V solução final HAc após o equilíbrio (ml)
	V1 = 33,5 ml
	33,5 ml
	___
	V2 = 88,10 ml
	- 33,5 ml
	= 54,6 ml
	V3 = 81,5 ml
	- 33,5 ml
	= 48,0 ml
	V4 = 63,50 ml
	- 33,5 ml
	= 30,0 ml
	V5 = 48,5 ml
	- 33,5 ml
	= 15,0 ml
	V6 = 103,4 ml
	- 33,5 ml
	= 69,9 ml
	V7 = 50 ml
	- 33,5 ml
	= 16,5 ml
No tubo 1 continha apenas HCl 3 M e água. Assim o ponto final da titulação foi alcançado quando houve uma mudança de cor da solução, a qual de incolor passou para rosa claro. Nesse momento foi gasto um volume de NaOH equivalente a 33,5 ml como é mostrado na tabela abaixo. 
Reação no ponto de equivalência (tubo 1):
NaOH(aq) + HCl(aq) ↔ NaCl(aq) + H2O(l)
Nos tubos 2, 3, 4, 5, 6 e 7 também foi adicionado um volume de 5 ml de HCl, logo durante a titulação ocorreu a reação entre o NaOH e o HCl no volume equivalente de 33,5 ml. Porém não ocorreu mudança de cor nesse volume porque no equilíbrio da reação houve a formação de quantidades de HAc, dessa forma nas soluções desses tubos além da quantidade de H+ proveniente do HCl também continha prótons H+ do ácido acético (HAc) formado no equilíbrio. Assim sendo foram gastos volumes bem maiores de NaOH nesses tubos em relação ao tubo 1. 
Reação no P.E.:
NaOH (aq) + HAc (aq) ↔ NaAc(aq) + H2O(l)
Cálculo para n° mols final de Ácido Acético (após o equilíbrio) nos tubos 2, 3, 4, 5, 6 e 7:
HAc = 0,5 M e PM = 60 g/mol
Tubo 2:
0,5 mol HAc _________1000 ml
X 	_____________ 54,6 ml X= 0,027 mol HAc
Tubo 3:
X = 0,024 mol HAc
Tubo 4:
X = 0,015 mol HAc
Tubo 5:
X = 0,0075 mol HAc
Tubo 6:
X = 0,035 mol HAc
Tubo 7:
X = 0,0083 mol HAc
Logo como encontramos as concentrações iniciais de todos dos reagentes adicionados nos tubos e também a concentração final do HAc no equilíbrio, foi utilizada a estequiometria da reação para deduzir as concentrações das demais espécies no equilíbrio. 
Reação em equil.: CH3COOOH(aq) + C2H5OH (aq) ↔ CH3COOC2H5(aq) + H2O(l)
Tabela 1.5: A tabela abaixo resulta os referidos valores de concentrações.
	Tubos
	Concentração
	Ácido Acético
	Etanol 
	Acetato de Etila
	Água
	1
	___
	___
	___
	___
	___2
	Inicial
	0
	0
	0,051mol
	0,25 mol
	
	Final
	0,027 mol
	
	
	
	3
	Inicial
	0
	0
	0,040 mol
	0,30 mol
	
	Final
	0,024 mol
	
	
	
	4
	Inicial
	0
	0
	0,020 mol
	0,41 mol
	
	Final
	0,015 mol
	
	
	
	5
	Inicial
	0
	0,017 mol
	0,040 mol
	0,25 mol
	
	Final
	0,0075 mol
	
	
	
	6
	Inicial
	0,017 mol
	0
	0,040 mol
	0,25 mol
	
	Final
	0,035 mol
	
	
	
	7
	Inicial
	0,017 mol
	0,068 mol
	0
	0,25 mol
	
	Final
	0,0083 mol
	
	
	
Consequentemente após o deslocamento do equilíbrio da reação de hidrólise do éster completamos a tabela com as seguintes concentrações de cada reagente levando em conta a estequiometria de reação:
Reação em equil.: CH3COOOH(aq) + C2H5OH (aq) ↔ CH3COOC2H5(aq) + H2O(l)
Tabela 1.6: Quantidade de matéria (mol) inicial dos reagentes e final dos reagentes e produtos no equilíbrio:
	Tubos
	Concentração
	Ácido Acético
	Etanol
	Acetato de Etila
	Água
	1
	___
	___
	___
	___
	___
	2
	Inicial
	0
	0
	0,051mol
	0,25 mol
	
	
	0+0,027 
	0+0,027
	0,051–0,027
	0,25-0,027
	
	Final
	0,027 mol
	0,027 mol
	0,024 mol
	0,22 mol
	3
	Inicial
	0
	0
	0,040 mol
	0,30 mol
	
	
	0+0,024
	0+0,024
	0,040-0,024
	0,30-0,024
	
	Final
	0,024 mol
	0,024 mol
	0,016 mol 
	0,27 mol
	4
	Inicial
	0
	0
	0,020 mol
	0,41 mol
	
	
	0+0,015
	0+0,015
	0,02-0,015
	0,41-0,015
	
	Final
	0,015 mol
	0,015 mol
	0,005 mol
	0,39 mol
	5
	Inicial
	0
	0,017 mol
	0,040 mol
	0,25 mol
	
	
	0+0,0075
	0,017+0,0075
	0,040-0,0075
	0,25-0,0075
	
	Final
	0,0075 mol
	0,025 mol
	0,033 mol
	0,24 mol
	6
	Inicial
	0,017 mol
	0
	0,040 mol
	0,25 mol
	
	
	0,035-0,017= 0,018
	0+0,018
	0,040-0,018
	0,25-0,018
	
	Final
	0,035 mol
	0,018 mol
	0,022 mol
	0,23 mol
	7
	Inicial
	0,017 mol
	0,068 mol
	0
	0,25 mol
	
	
	0,017-0,0083= 0,0087
	0,068-0,0087
	0+0,0087
	0,25+0,0087
	
	Final
	0,0083 mol
	0,059 mol
	0,0087 mol
	0,25 mol
Observou-se que em todos os tubos o número de mols inicial (quando foi adicionado os reagentes) foi equivalente ao número de mols final no equilíbrio dentro de uma margem de erro aceita. Seguindo portanto a lei da conservação da massa enunciada por Antonie Lavoisier:
A massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação.
*Determinação da constante de equilíbrio:
Para a determinação da constante de equilíbrio hidrólise do éster é necessário obter a concentração em quantidade de matéria (mol/L) de cada reagente e produto em equilíbrio. Dessa forma é preciso dividir a quantidade de matéria ou substância em mol pelo volume da solução em litros através da expressão: M = n/V.
Em cada tubo de ensaio continha um total de 5 ml de solução (ver na tabela 1.1): 5 ml = 0,005 L.
Fez-se as transformações necessárias utilizando a equação M = n/V e substituindo os valores encontrados em (mol/L) na equação da Kc, obteve-se o valor da constante de equilíbrio de cada uma das 6 amostra: 
	K =
	
	 |CH3COOC2H5|1
 |CH3COOH|1 |C2H5OH|1 
Tubo 2: K = 0,164
Tubo 3: K = 0,138
Tubo 4: K = 0,111
Tubo 5: K = 0,88
Tubo 6: K = 0,174
Tubo 7: K = 0,0888
Em todos os casos a Keq << 1 indicando que o equilíbrio da reação encontra-se à esquerda, predominando os reagentes. Isso acontece porque nos casos acima o numerador da expressão da constante de equilíbrio é menor do que o denominador.
REFERÊNCIAS
Química Orgânica, volume 2. 10ª ed. Solomons, T. W. Graham; Craig B. Fryhle; Tradução e revisão técnica Júlio Carlos Afonso [et al.]. – Rio de Janeiro: LTC, 2012. 
Química, a ciência central/Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Jr., Bruce E. Bursten; tradutor Robson Matos; consultores técnicos André Fernando de Oliveira e Astréa F. de Souza Silva. – São Paulo : Prentice, 2005.
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Encyclopedia Britannica _ Mikhail Vasilyevich Lomonosov. Disponível em: https://global.britannica.com/biography/Mikhail-Vasilyevich-Lomonosov. Acesso em 3 de novembro, 2016. 
Chemical-Heritage Foundation _ Antoine-Laurent Lavoiser. Disponível em: https://www.chemheritage.org/historical-profile/antoine-laurent-lavoisier. Acesso em 3 de novembro, 2016.
Notable Names Database (NNDB) _ Claude-Louis Berthollet. Disponível em: http://www.nndb.com/people/888/000100588/. Acessado em: 3 de novembro, 2016.
Quiprocura química _ Equilíbrio Químico. Estado de Equilíbrio. Dispomível em: http://quiprocura.net/w/2015/06/28/equilibrio-quimico/. Acessado em: 03 de novembro, 2016.
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Reações de Esterificação"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-esterificacao.htm>. Acesso em 03 de novembro de 2016.
SOUZA, Líria Alves De. "Ésteres"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/esteres.htm>. Acesso em 03 de novembro de 2016.