RELATÓRIO DIAGRAMA DE EQUILIBRIO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA – IQB
CURSO DE QUÍMICA LICENCIATURA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
	
DETERMINAÇÃO DO DIAGRAMA DE EQUILÍBRIO DE UM SISTEMA LÍQUIDO TERÁRIO
MACEIÓ, AL
2018
INTRODUÇÃO
Os diagramas de equilíbrio têm por base a regra das fases de Willard Gibbs. Para que um sistema se encontre em equilíbrio termodinâmico, temperatura e pressão uniformes, o potencial químico ou a pressão de vapor de cada constituinte deverá apresentar o mesmo valor em qualquer ponto da fase. 
O diagrama de equilíbrio é essencialmente uma expressão gráfica da regra das fases cuja expressão matemática é a seguinte:
P+F=C+2 (1) 
C = número de componentes de um sistema 
P = número de fases presente em equilíbrio
 F = graus de liberdade do sistema (variância).
A regra das fases aplica-se unicamente a estados de equilíbrio termodinâmico, o que exige simultaneamente equilíbrio homogêneo dentro de cada fase, e equilíbrio heterogêneo entre fases coexistentes. A regra das fases não depende da natureza dos componentes ou da natureza e quantidade das fases presentes, mas simplesmente do seu número. Não contêm, porém, qualquer informação acerca da cinética reacional. Embora um sistema em equilíbrio termodinâmico obedeça sempre à regra das fases, a sua verificação não é condição suficiente desse equilíbrio. Porém, a não verificação da regra das fases é prova da inexistência fora de equilíbrio termodinâmico.
Um sistema composto por dois ou mais líquidos pode ser homogêneo ou não de acordo com a concentração de cada componente. Alguns fatores que influenciam na miscibilidade dos líquidos são a natureza molecular, temperatura, pressão, presença de outros líquidos entre outros. Dois líquidos puros, ao serem misturados podem formar uma única fase homogênea ou duas fases, cada qual com uma composição desses dois líquidos. Isso acontece devido ao fato de que a mistura busca a formação mais estável, quando esse estado é atingido, diz-se que esse sistema encontra em equilíbrio líquido-líquido.Sistemas ternários são geralmente representados em diagramas retangulares como triângulos, retângulos e equiláteros. Nesta representação, os três vértices do triângulo correspondem aos componentes puros, os lados representam sistemas binários formados pelos compostos cujos vértices são vizinhos e os pontos internos representam os sistemas ternários. A composição dos sistemas ternários é determinada com base na propriedade dos triângulos equiláteros em que a soma dos valores de qualquer reta traçada a partir de um ponto no interior do triângulo perpendicularmente a cada um dos lados, é igual à altura do triângulo. 
Um sistema líquido ternário em que se desconsidera a fase vapor pode apresentar uma, duas ou três fases em equilíbrio, dependendo da miscibilidade dos componentes. A importância do estudo desses sistemas está, entre outros fatores, na previsão de formação de hidratos, nos processos industriais de purificação e extração.
A hidrólise ácida ocorre em meio ácido e é um processo reversível, gerando um álcool e um
ácido carboxílico:
R-COO-R
1
 + HOHR-COOH + HO-R
1
A hidrólise básica, ou saponificação, é realizada em meio básico. Trata-se de um processo 
irreversível, gerando álcool e um sal de ácido carboxílico:
R-COO-R
1
 + BOH
(aq)
 → R-COO
-
B
+
 + HO-R
1
Onde BOH é uma base, por exemplo, KOH.
A hidrólise é um termo aplicado a reações orgânicas e inorgânicas em que a água efetua uma 
dupla troca com outro composto. Para um éster, a hidrólise pode ser catalisada por meio da
presença de um ácido forte. No experimento foi estudada a hidrólise do acetato de etila em 
meio ácido para a formação de acido acético.O acetato de etila (etanoato de etila), quando em 
meio ácido, pode ser facilmente hidrolisado à ácido acético e etanol conforme a reação: 
H
3
C- COOC
2
H
5+ 
H
2
O 
HCl
 H
3
C-COOH+ C
2
H
5
OH
Caso a concentração de água e de ácido seja relativamente grande a reação é deslocada para 
a formação dos produtos, ácido acético e etanol, de forma que a equação da velocidade pode 
ser escrita como: 
V= -d [CH
3
COOCH
2
CH
3
]/ dt = k [CH
3
COOCH
2
CH
3
][H
2
O][H
+
]
Descrevendo, portanto, uma reação de pseudo-primeira ordem. 
De acordo com a 1° equação podemos afirmar que cada mol de éster hidrolisado produz um 
mol de ácido acético. Portanto, no tempo t∞ a quantidade de ácido acético será muito próxima
da quantidade de acetato de etila no início do experimento. Neste contexto, se determinamos a
quantidade de ácido acético por titulação ácido-base convencional poderemos estabelecer um 
meio indireto de avaliar, em termos relativos, o quanto de éster ainda está presente no meio 
reacional.
Determinando a quantidade de acetato de etila ao longo do avanço da reação poderemos, a
partir da lei de velocidade integrada, obter o valor da constante de vel
MATERIAIS E REAGENTES
Bureta de 50 mL
Tubos de ensaios
Pipetas volumétricas de 1 a 10 mL
Erlenmeyer de 250 mL
Ácido Acético Glacial
Água destilada
Clorofórmio 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Com o auxílio de pipetas volumétricas foram preparadas as seguintes misturas de clorofórmio e água e transferidos para um erlenmeyer conforme tabela abaixo:
	
Tubos
	 
CHCl3
(mL)
	
H2O 
(mL)
	
HOAc 
(mL)
	A
	1
	10
	8,3
	B
	2
	9
	10,4
	C
	3
	8
	11,8
	D
	4
	7
	12,15
	E
	5
	6
	11,70
	F
	6
	5
	11,00
	G
	7
	4
	10,00
	H
	8
	3
	8,9
	I
	9
	2
	6,2
	J
	1
	1
	5,70
Tabela 1: Dados experimentais.
Nos cálculos para construção do gráfico, os volumes foram transformados em massa. Após preparar as misturas conforme tabela acima, titulou-se com o auxílio de uma bureta a solução de ácido acético ao sistema do erlenmeyer 1 até que as duas fases desaparecessem. Agitou-se a mistura durante a operação. Os volumes gastos de ácido acético foram anotados. As demais operações foram repetidas de forma semelhante. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	
Tubos
	Clorofórmio
	Água
	Ácido Acético
	
	mL
	g
	%
	mL
	g
	%
	mL
	g
	%
	A
	1
	1,49
	1,75
	10
	10
	77,92
	8,3
	8,715
	20,36
	B
	2
	2,98
	3,50
	9
	9
	70,13
	10,4
	10,92
	25,52
	C
	3
	4,47
	5,25
	8
	8
	62,34
	11,8
	12,39
	28,95
	D
	4
	5,96
	7,00
	7
	7
	54,55
	12,15
	12,75
	29,79
	E
	5
	7,45
	8,76
	6
	6
	46,75
	11,70
	12,28
	28,70
	F
	6
	8,94
	10,51
	5
	5
	38,96
	11
	11,55
	26,99
	G
	7
	10,43
	12,26
	4
	4
	31,17
	10
	10,5
	24,54
	H
	8
	11,92
	14,01
	3
	3
	23,37
	8,9
	9,34
	21,82
	I
	9
	13,41
	15,76
	2
	2
	15,58
	6,2
	6,32
	14,77
	J
	10
	14,9
	17,52
	1
	1
	7,79
	5,70
	5,98
	13,97
Tabela 2: Dados para plotar o gráfico
Os resultados acima foram obtidos a partir dos cálculos descritos abaixo:
Para o tubo A:
Obtenção da massa de Clorofórmio (CHCl3 )
m = v x d
m= 1 mL x 1,49 g.mL-1
m= 1,49 g
Onde: m é a massa, v é o volume e d é a densidade.
Obtenção do número de mols (n) de clorofórmio 
n CHCl3= 
n CHCl3= 0, 0125moles
Obtenção da massa de H2O
m= v x d
m= 10 mL x 1 g.mL-1 
m= 10 g
Obtenção do número de mols (n) de H2O
nH2O = 
nH2O= 0,555 moles
Obtenção da massa de Ácido acético (HOAc)
m= v x d
m = 8,3 mL x 1,05 g.mL-1 
m= 8,71 g
Obtenção do número de mols (n) de HOAc
nHOAc = 
n= 0,145 moles
Cálculo do número total de moles:
ntotal= 0,0125 + 0,555 + 0,145 
ntotal = 0,7125 moles.
Obs.: A obtenção dos demais resultados procedeu-se de forma semelhante conforme os volumes gastos no decorrer das titulações.
A porcentagem (%) é obtida então pelo (número de moles do reagente x 100) / pelonúmero de moles total.
O gráfico obteve o seguinte comportamento:
CONCLUSÃO
Através do diagrama obtido foi possível determinar as fases binárias e ternárias no equilíbrio líquido-líquido e a solubilidade entre os seus componentes. Foi possível também perceber que o ácido acético é miscível em ambas as substâncias, e que o sistema de água e clorofórmio dependendo da proporção pode possuir uma ou duas fases. Entretanto, a solubilidade aumenta, à medida que se adiciona ácido acético à solução com duas fases.
REFERÊNCIAS
GONÇALVES, M. Clara. Diagramas de fases ternários. Disponível em: https://www.passeidireto.com/arquivo/2522412/sistemas-ternarios---diagramas-de-fase Acesso em: 10/05/2018.