Relatorio 1 Hidrolise acetato de etila

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Físico-Quimica Experimental 
HIDRÓLISE DO ACETATO DE ETILA
Ordem de reação, constante de velocidade e energia de ativação
Prof°: Hueder Paulo Moisés de Oliveira
Suellen Nayara Boff RA:11126115
Santo André
2017
SUMÁRIO
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVOS	5
3.	MATERIAIS E METODOLOGIAS	5
3.1.	Materiais e reagentes	5
3.2.	Procedimento experimental	5
3.2.1.	Preparo das soluções	5
3.2.2.	Reação de hidrólise	6
3.3.	Materiais e reagentes	6
3.4.	Procedimento experimental	6
3.4.1.	Reação de hidrólise	7
4.	RESULTADOS E DISCUSSÃO	7
4.1.	Preparo das soluções	7
4.2.	Determinação da ordem da reação de hidrólise do acetato de etila	8
4.3.	Determinação da constante de velocidade da reação	10
4.4.	Demonstre algebricamente a última equação apresentada no roteiro	12
4.5.	Calcule a energia de ativação utilizando a forma gráfica	13
5.	CONCLUSÃO	15
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	16
INTRODUÇÃO 
O principal objetivo da cinética é o estudo da velocidade das reações químicas, e os fatores que a influenciam, ela trata do que ocorre durante a reação química, fornecendo informações sobre de que modo às moléculas individuais, átomos ou íons, interagem uns com os outros, e para isso é preciso conhecer: o desenvolvimento de métodos experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde as mais lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam nas velocidades das reações; e o estudo do “caminho” percorrido pelas reações.
Os resultados das medidas para determinação da velocidade de uma reação mostram que as taxas de variação dependem dos reagentes. É possível representar esta dependência em termos de equações diferenciais, conhecidas como leis da velocidade. Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo micromolecular acontecem. Eles são:
O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do recipiente na qual a mesma estiver;
A geração de alguma maneira de um tipo de energia que permita que a espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a reação possa ocorrer (Energia de Ativação); 
A posição do choque. Fator muito importante nas reações orgânicas onde estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias.
A energia de ativação (Ea) pode ser interpretada como uma barreira de energia potencial que varia no decorrer da reação química, como pode ser visto na imagem abaixo.
 Figura 1 - Energia em função do caminho da reação.
	O ponto mais alto no gráfico equivale à maior energia potencial, ou seja, a energia cinética mínima necessária para que os reagentes formem produtos. Um alto valor de energia de ativação indica uma grande dependência de k em relação à temperatura.
	No auge da reação ocorre o máximo da curva de energia potencia, onde as moléculas dos reagentes atingem um ponto de aproximação e de deformação tão grande que uma pequena perturbação faz o sistema avançar no sentido de formar produtos. Essa configuração crítica dos átomos é denominada estado de transição. 
	A teoria do estado de transição é uma tentativa de identificar os aspectos principais que governam o valor de uma constante de velocidade em termos de um modelo de eventos que ocorrem durante a reação. Essa teoria supõe que ocorre em fase gasosa ou em solução. 
OBJETIVOS
Estudar a cinética da hidrólise do acetato de etila e determinar a ordem de ligação, constante de velocidade e energia de ativação e a dependência desses fatores em relação à temperatura.
MATERIAIS E METODOLOGIAS
Parte 1: 
Materiais e reagentes
2 balões volumétricos de 500 ml
1 bureta de 50 ml
1 pipeta volumétrica de 50 ml
1 pipeta volumétrica de 5 ml
1 pipeta graduada de 10 ml
2 erlenmeyers de 125 ml
1 béquer de 500 ml
1 recipiente para banho de gelo
Cronômeto (ou equivalente)
Gelo
NaCl (comercial)
Solução de NaOH 1M
Ácido clorídrico
Acetato de etila
Solução de fenolftaleína
Procedimento experimental
Preparo das soluções 
Em um balão volumétrico de 500 ml adicionou-se 125 ml de uma solução estoque 0,25 M de NaOH e completou -se com água destilada até o traço de aferição, homogeneizando em seguida. 
Em outro balão volumétrico de 500mL com cerca de 200 ml de água destilada, adicionou-se 42 ml de ácido clorídrico concentrado e completou-se o volume do balão com água destilada até o traço de aferição, homogeneizando em seguida. 
Colocou-se num erlenmeyer uma alíquota de 5 mL da solução de ácido clorídrico preparada e titulou-se com hidróxido de sódio 0,25 M, usando como indicador fenolftaleína. Na titulação gastou-se o volume de 50 ml de NaOH.
Reação de hidrólise
Num primeiro momento, foi colocado em um erlenmeyer 100 ml de HCl 1 M que estava a 25ºC, e em seguida adicionar 5 ml de acetato de etila. Quando a pipeta com acetato de etila estava pela metade, foi acionado o cronômetro e manteve-se o meio reacional termostatizado a 25ºC.
Então retiro-se alíquotas de 5 ml do meio reacional em intervalos de 15 minutos, até um total de 5 medidas. Cada alíquota foi colocada num erlenmeyer já contendo um pouco de água e fenolftaleína ( previamente deixado num banho de gelo picado com um pouco de NaCl), para brecar a velocidade da reação. Em seguida, titulou-se rapidamente com o hidróxido de sódio 0,25 M.
Parte 2:
Materiais e reagentes
1 bureta de 50 ml
1 pipeta volumétrica de 50 ml
1 pipeta volumétrica de 5 ml
1 pipeta graduada de 10 ml
2 erlenmeyers de 250 ml
1 recipiente para banho de gelo
Cronômetro (ou equivalente)
Termostato (ou equivalente)
Solução de NaOH
Ácido clorídrico
Acetato de etila
Solução de fenolftaleína
Procedimento experimental
Reação de hidrólise
	Usando as soluções preparadas no primeiro experimento, foi pipetado 100 ml de HCl 1M num erlenmeyer de 250 ml. O erlenmeyer foi tampado e deixado num banho termostático à temperatura de de 25°C. Em seguida adicionou-se 2,5 ml de acetato de etila. Quando a pipeta com acetato de etila estava pela metade, o cronômetro foi acionado e manteve-se o meio reacional termotizado a 25°C. Foram retiradas alíquotas de 2,5 ml do meio reacional em intervalos de 15 minutos, até um total de 5 medidas. Cada alíquota foi colocada num erlenmeyer contendo água e fenolftaleína e, em seguida, foram tituladas rapidamente com solução 0,25M de hidróxido de sódio.
O procedimeto foi repetido nas temperaturas de 22,5°C, 35°C, 45°C, 55°C e 65°C. Em todas as temperaturas a titulação foi repetida para o tempo infinito.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Parte 1:
Preparo das soluções
A solução de NaOH foi preparada segundo o cálculo de diluição:
C1.V1 = C2.V2
1 M.V1 = 0,25 M.500 ml
V1=125 ml 
Foram utilizados 125 ml de solução padrão de NaOH para preparar a solução desejada.
A solução de HCl foi preparada segundo o cálculo de diluição:
C1.V1 = C2.V2
12 M. V1 = 1 M. 500 ml
V1=42 ml
Foram utilizados 42 ml de solução padrão de HCl para preparar a solução desejada.
O HCl foi titulado com o NaOH preparado na segunda etapa do experimento, sendo necessário 16,4 ml de NaOH para neutralizar o HCl. 
Determinação da ordem da reação de hidrólise do acetato de etila
A reação de hidrólise de etila do acetato de etila, mostrada na equação (1), pode ser catalizada tanto em meio ácido quanto em meio alcalino com considerável aumento em sua velocidade.
 
Trata-se de uma reação reversível, de modo que podemos escrever a lei de velocidade segundo a equação (2):
Se considerarmos uma solução diluída, de tal forma que tenhamos [H2O] constante e tomarmos um tempo t inicial, onde não temos [H3CCOOH] e [CH3CH2OH] significativos passamos a ter uma reação de pseudo primeira ordem, de acordo com a equação (3):
A reação de pseudo primeira ordem ocorre quando a concentração de um determinado reagente for muito maior que a concentração do outro componente. Isto acontece com reações em fase liquida, quando um dos componentes, em geral a água, participa como reagente e diluente ao mesmo tempo.Assim, simplifica-se a reação de 2ª ordem em pseudo 1ª ordem.
Os dados referentes à primeira titulação para a análise experimental da ordem de reação da hidrólise do acetato de etila em meio aquoso, encontram-se na Tabela 1.
Tabela 1 - Análise da ordem de reação da hidrólise do acetato de etila.
	VNaOH (ml)
	CA (mol.L-1)
	ln(CA) (mol.L-1 )
	1/CA
	16,4
	0,004100
	-5,496768305
	243,9024
	16,9
	0,004225
	-5,466736018
	236,6864
	17,2
	0,004300
	-5,449140256
	232,5581
	17,7
	0,004425
	-5,420485001
	225,9887
	18,3
	0,004575
	-5,38714858
	218,5792
	19,1
	0,004775
	-5,344361305
	209,4241
Ao saber as concentrações iniciais de NaOH, bem como os volumes utilizados em cada titulação, foi possível determinar a quantidade de mols que reagiram no sistema, também disponíveis na Tabela 1. Com estes dados, foi possível construir os gráficos a fim de determinar a ordem de reação para a hidrólise do acetato de etila, de forma que, para uma reação de ordem zero (Figura 2), foi feito gráfico de CA versus tempo; para uma reação de primeira ordem (Figura 3), foi feito o gráfico de ln(CA) versus tempo e por fim, o gráfico de 1/CA versus tempo (Figura 4), que corresponde a uma reação de segunda ordem, de modo que, o gráfico que fornecer a melhor correlação linear indicará a ordem da reação..
Figura 2 - Curva para reação de ordem zero.
Figura 3 - Curva para reação de primeira ordem.
Figura 4 - Curva para reação de segunda ordem.
Determinação da constante de velocidade da reação
Sabemos que a concentração de acetato de etila pode ser expressa por meio da concentração do ácido acético que está sendo formado e que esta última é proporcional ao volume de hidróxido de sódio utilizado na reação de neutralização, subtraindo-se o volume gasto na neutralização do ácido acético utilizado como catalizador, o que pode ser visto na equação (5):
Assim, sabendo a densidade do acetato de etila a 25°C pode-se chegar ao volume total de NaOH necessário para neutralizar toda a mistura reacional e, com isto, o volume gasto para neutralizar o ácido acético formado.
 
A Tabela 2 apresenta os valores obtidos para V∞ e logaritmos naturais dos volumes gastos na neutralização do ácido acético.
Tabela 2 - Dados obtidos por meio do acompanhamento do meio reacional.
	t (min)
	Vt (ml)
	ln (Vt-V∞)
	15
	16,9
	0,148420005
	30
	17,2
	0,378436436
	45
	17,7
	0,672944473
	60
	18,3
	0,940007258
	75
	19,1
	1,211940974
	V∞
	15,74
	
A Figura 5 contém o gráfico obtido através dos valores apresentados e que exprime a constante de velocidade à temperatura de 25°C.
Figura 5 - Curva para a obtenção da constante de velocidade do meio reacional.
O valor para a constante de velocidade está explicito na figura acima como o coeficiente angular da aproximação linear. Portanto, para 25°C, tem-se:
k’= 0,0179
Parte 2:
Demonstre algebricamente a última equação apresentada no roteiro
	Dada uma reação em que se forme um complexo ativado em pré-equilibrio:
	A lei de velocidade será dada por:
E pela definição de energia de ativação, vista na equação (6):
De onde temos, na equação (7) que:
Dessa forma, conhecendo dois valores de constante de velocidade (k1e k2) em duas temperaturas diferentes (T1 e T2), podemos subtrair as equações para os dois valores, chegando na equação (8):
Calcule a energia de ativação utilizando a forma gráfica
As constantes de velocidade da maior parte das reações aumentam com o aumento da temperatura do sistema, assim observa-se experimentalmente que em muitas reações, o gráfico de lnk em função de T-1 corresponde a uma reta. Este comportamento exprime matematicamente dois parâmetros: lnA, o fator pré-exponencial como sendo o coeficiente linear e , a energia de ativação como sendo o coeficiente angular.
Na segunda parte do experimento foi feita a neutralização do ácido acético em diferentes temperaturas de reação. Dessa forma, obtivemos valores de V∞ e logaritmos naturais gastos em cada temperatura, de acordo com a Tabela 3:
Tabela 3 - Dados obtidos por meio do acompanhamento do meio reacional em determinadas temperaturas.
	t/ min
	Vt/ml
	 
	ln (V∞ - Vt)
	 
	22,5°C
	25°C
	35°C
	45°C
	45°C
	55°C
	65°C
	22,5°C
	25°C
	35°C
	45°C
	45°C
	55°C
	65°C
	15
	7,87
	8,5
	14,1
	10,61
	16,5
	8,9
	18,8
	1,57069708
	0,405465
	1,193922
	1,121678
	1,386294
	1,223775
	1,856298
	30
	10,12
	8,6
	14,8
	11,71
	17,1
	9,5
	18,9
	0,94000726
	0,336472
	0,955511
	0,678034
	1,223775
	1,029619
	1,84055
	45
	10,35
	8,7
	15,1
	12,81
	18,8
	10,3
	19,6
	0,84586827
	0,262364
	0,832909
	-0,13926
	0,530628
	0,693147
	1,722767
	60
	10,71
	8,8
	15,7
	13,01
	18
	10,6
	19,9
	0,67803354
	0,182322
	0,530628
	-0,40048
	0,916291
	0,530628
	1,667707
	75
	-
	9,1
	-
	-
	-
	11,3
	-
	-
	-0,10536
	-
	-
	-
	0
	-
	V∞
	12,68
	10
	17,4
	13,68
	20,5
	12,3
	25,2
	
	
	
	
	
	
	
A Figura 6 contém o gráfico obtido através dos valores apresentados e que exprimem as constantes de velocidade para cada caso.
Figura 6 - Curvas para obtenção das constantes de velocidade para cada meio reacional.
Conhecendo os valores para as constantes de velocidade, explicitas na figura acima como os coeficientes angulares das aproximações lineares, é possível obter valores de lnk, dos quais podemos tirar informações quanto à energia de ativação, o que pode ser visto na Tabela 4.
Tabela 4 - Dados para obtenção da energia de ativação.
	T
	295,5
	298
	308
	318
	318
	328
	338
	T-1
	0,003384
	0,003356
	0,003247
	0,003145
	0,003145
	0,003049
	0,002959
	k
	0,0185
	0,0075
	0,0141
	0,0359
	0,014
	0,0196
	0,0046
	lnk
	-3,98998
	-4,89285
	-4,26158
	-3,32702
	-4,2687
	-3,93223
	-5,3817
	lnk/T
	-9,67865
	-10,5899
	-9,99168
	-9,08907
	-10,0307
	-9,72524
	-11,2047
A Figura 7 contém o gráfico obtido a partir destes dados e que auxiliam no cálculo das variáveis de interesse.
Figura 7 - Curva para obtenção da energia de ativação.
Voltando a equação , podemos ver que o produto do coeficiente angular da reta com a constante R é igual à energia de ativação, e assim, temos, pela equação (9):
CONCLUSÃO
O estudo da reação de hidrólise do acetato de etila nos permitiu avaliar, de acordo com o procedimento usado, a energia de ativação e a constante pré-exponencial A, da Lei Empírica de Arrehnius. 
A reação usada no experimento, em condições normais, é na verdade um equilíbrio químico entre as espécies: acetato de etila, água, ácido acético e etanol. Porém, devido a grande quantidade de água (solvente) no meio, bem como de concentração de íon H+, consideramos a reação como sendo uma reação dependente apenas da concentração de acetato de etila. Deste modo, a constante de velocidade obtida no experimento é na verdade uma constante k', relacionada conforme mostrado na equação (3). A obtenção dos valores de k' para diferentes temperaturas de reação nos permitiu determinar o valor da energia de ativação e da constante pré-exponencial da Lei Empírica de Arrhenius a partir da análise dos coeficientes angular e linear da reta.
Neste tipo de experimento é importante que tenhamos um número considerável de dados experimentais para que não possamos cometer erros quanto ao valor da constante de velocidade obtido. Já com relação a energia de ativação, um número superior de pontos poderia ser bastante útil. Porém, a ideia foi apenas obter uma estimativa do valor da energia de ativação.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. Físico-Química, volume 3, 7ª edição. Rio de Janeiro: LTC-Livros Técnicos e Científicos. Editora S. A., 2004. 
CASTELLAN, G. Fundamentos de físico-química. Trad. de Cristina Maria Pereira dos Santos e Roberto de Barros Faria. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1986.