Prática 6 - Equilíbrio Químico em soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6° RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL (IEQ 363) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 6: PROPRIEDADES PARCIAIS MOLARES DAS SOLUÇÕES 
 
 
 
 
Alunos: Camila Macena Ruzo – 21453586 
 Emerson Lucas Moraes Freire – 21457075 
 Valéria Renata Libório de Lima – 21554031 
Data: 13 de abril de 2019 
Professor Dr. Kelson Mota Teixeira de Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
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 uma das 12 
soluções contidas em erlenmeyers, onde foi calculado a média das quantidades de ácido acético, no 
equilíbrio, por meio da titulação. Dessa média, foi descontado o volume da base que foi gasta para 
neutralizar a solução de ácido clorídrico, essa diferença é realizada ser possível calcular a quantidade 
de moles necessárias de NaOH para neutralizar o ácido acético produzido na reação. Pelos valores 
obtidos, foi possível calcular a média do número de moles e as concentrações de cada solução contida 
nos erlenmeyers e, em seguida, foi calculado as constantes de equilíbrio para cada solução. 
O valor médio das constantes de equilíbrio da hidrólise do acetato de etila foi de 0,002939. 
 
Palavras-chaves: hidrólise de éster, constante de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 OBJETIVOS........................................................................................................................3 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA...............................................................................................3 
3 MATERIAIS E REAGENTES..........................................................................................5 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL...........................................................................5 
4.1 Calibração do volume do picnômetro...............................................................................5 
4.2 Determinação da densidade das soluções..........................................................................5 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES......................................................................................6 
5.1 Resultado da capacidade volumétrica do picnômetro.....................................................6 
5.2 Resultado da determinação da densidade da solução Água + Etanol............................7 
5.3 Resultado da determinação do volume molal aparente da solução Água + Etanol......9 
5.4 Resultado da determinação da densidade da solução Água + NaCl.............................13 
5.5 Resultado da determinação do volume molal aparente da solução Água + NaCl.......15 
6 CONCLUSÕES.................................................................................................................20 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................................................20 
 
 
 
 
3 
 
1 OBJETIVOS 
 
Determinar a constante de equilíbrio de hidrólise de um éster em solução. 
 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
As reações químicas nunca resultam na completa conversão de reagentes em produtos. 
Pelo contrário, elas prosseguem para um estado de equilíbrio dinâmico, no qual a razão das 
concentrações de reagentes e produtos é constante. As expressões das constantes de equilíbrio 
são equações algébricas que descrevem as relações de concentrações existentes entre 
reagentes e produtos no equilíbrio1. Supondo que temos uma reação do tipo: 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑚𝑀 + 𝑛𝑀 
Atingindo o ponto de equilíbrio, para cada reação existe uma constante termodinâmica 
de equilíbrio que só depende da temperatura2 e, que para o caso do equilíbrio acima, é dada 
por: 
𝐾 = (
𝑎𝑀
𝑚.𝑎𝑁
𝑛
𝑎𝐴
𝑎 .𝑎𝐵
𝑏 )
𝑒𝑞
 (1) 
Onde 𝑎𝑖
𝑣𝑖 representa a atividade de cada componente elevada ao respectivo coeficiente 
estequiométrico2. Os coeficientes de atividades têm que ser calculados na composição da 
mistura em equilíbrio, o que pode levar a cálculos complicados, pois os coeficientes de 
atividade são conhecidos somente se a composição em equilíbrio já é conhecida3. E, nem 
sempre é possível calcular as atividades para todos os componentes do sistema. 
Sendo assim, o que iremos determinar nesta prática será a constante estequiométrica de 
equilíbrio, tendo um equilíbrio qualquer aA + bB ⇌ cC + Dd, se estamos interessados na 
composição em termos de molalidade, podemos explorar a relação de 𝑎𝐽 = 𝛾𝐽𝑥𝐽, 𝑎𝐽 =
𝛾𝐽 𝑏𝐽 𝑏
ᶿ⁄ ou 𝑎𝐽 = [𝐽] 𝑐
ᶿ⁄ em que 𝑥𝐽 é a fração molar, 𝑏𝐽 é a molalidade e [𝐽] é a concentração 
molar:3 
𝐾 =
𝑎𝐶𝑎𝐷
𝑎𝐴𝑎𝐵
=
𝛾𝐶𝛾𝐷
𝛾𝐴𝛾𝐵
.
𝑏𝐶𝑏𝐷
𝑏𝐴𝑏𝐵
= 𝐾𝛾𝐾𝑏 (2) 
4 
 
Supõe-se frequentemente que os coeficientes são tão próximos da unidade que se tem 
𝐾𝛾 = 1. Assim, obtém-se um resultado muito utilizado na química elementar, K ≈ Kb, e os 
equilíbrios são discutidos em termos de concentração molares3. 
O objetivo deste experimento é determinar a constante de equilíbrio da reação inversa, a 
hidrólise de um éster em solução. As constantes de equilíbrio são importantes porque 
permitem que os químicos possam prever a direção e a extensão de uma reação química. No 
entanto, a constante de equilíbrio não fornece informações relacionadas à velocidade na qual 
o equilíbrio é alcançado. Existem casos de reações que possuem constantes de equilíbrios 
favoráveis, mas que são não são úteis para uso analítica, porque suas velocidades são baixas. 
Para superar esta limitação, os catalisados são utilizados, pois aumentam a velocidade da 
reação da direção do equilíbrio sem alterar sua posição1. 
O uso de um catalisador foi a solução para acelerar a reação química de interesse deste 
experimento, analisando sua equação química, temos a seguinte expressão da constante de 
equilíbrio: 
CH3CH2OH + CH3COOH ⇋ H₃COOC₂H₅C + H2O 
A reação direta é denominada de reação de esterificação, quando ácidos carboxílicos 
reagem com álcoois para formar ésteres por meio de reação de condensação, sendo este um 
processo reversível, onde a reação inversa é chamada de hidrólise4. Neste caso, estamos 
considerando a formação de ácido acético e etanol a partir da hidrólise de acetato de etila. 
Onde por meio da (3), obtêm-se o valor da constante de equilíbrio de hidrólise de acetato de 
etila em solução; 
𝐾 =
[𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶][𝐻2𝑂]
 (3) 
As reações de esterificações que são catalisadas por ácidos, são chamadas de 
esterificações de Fischer (Figura 01). Essas esterificações são lentas na ausência de ácidos 
fortes, mas são aceleradas quando se deixa um ácido e um álcool em refluxo com 
H2SO4(concentrado) ou HCl(concentrado).
4 
5 
 
Figura 01. Esquema representativo da esterificação de Fischer catalisada por ácido, onde um ácido e um álcool 
reagem resultando na formação de um éster e água. 
Sendo a reação de esterificação uma reação reversível, o equilíbrio pode ser facilmente 
perturbado através da aplicação de uma perturbação no sistema, tais perturbações incluem 
variações na temperatura, na pressão (se um dos reagentes ou produtosfor um gás), ou na 
concentração total de um reagente ou produto1. 
Esses efeitos podem ser previstos qualitativamente a partir do princípio Le Châtelier, o 
qual define que a posição do equilíbrio químico sempre se altera na direção que tende a 
minimizar o efeito da perturbação aplicada1. Considerando o equilíbrio da nossa reação de 
esterificação, a adição de ácido acético deslocará o equilíbrio para a direita e o inverso ocorre 
ao se adicionar éster (acetato de etila). Um deslocamento do equilíbrio decorrente da variação 
na quantidade de uma das espécies participantes é chamado de efeito da ação das massas1. 
A energia de Gibbs é muito importante na análise de equilíbrios químicos. As reações 
químicas tendem a continuar reagindo até chegar espontaneamente ao equilíbrio, mas a 
direção da reação depende da composição da mistura da reação e a energia livre de Gibbs 
varia de acordo com a proporção dos reagentes e produtos no meio. 
Se a mistura da reação não formou produtos suficientes para alcançar o equilíbrio, a 
direção espontânea da mudança é no sentido de formar mais produtos e ∆G<0 para a reação 
direta, em casos de excesso de produtos, a reação inversa será espontânea e ∆G>0 para a 
reação direta. No equilíbrio, ∆G=0, dado que não existe espontaneidade em nenhuma 
direção5. 
Os estudos teóricos e experimentais envolvendo os sistemas com reações que ocorrem 
em nível molecular mostram que as reações entre as espécies participantes continuam mesmo 
após o equilíbrio ter sido alcançado. A razão constante entre as concentrações de reagentes e 
produtos resulta da igualdade nas velocidades das reações direta e inversa. Em outras 
palavras, o equilíbrio químico é um estado dinâmico no qual as velocidades das reações direta 
e inversa são idênticas1. 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 
• 1 bureta de 50 mL; 
• 1 pêra de sucção; 
6 
 
• 3 erlenmeyers de 50 mL; 
• 12 erlenmeyers de 125 mL (com rolha); 
• 5 pipetas graduadas de 5 mL; 
• Acetato de Etila P.A.; 
• Ácido Acético Glacial 99,8 % P.A.; 
• Solução de Ácido Clorídrico 3,0 M; 
• Solução de Hidróxido de Sódio 0,5 M; 
• Álcool Etílico absoluto 99,8 % P.A.; 
• Solução de indicador ácido-base fenolftaleína a 1 % alcoólico. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Preparação antecipada do sistema para atingir o equilíbrio 
 Obs.: Dividiu-se esta prática em duas etapas, ou seja, em duas semanas, devido ao 
tempo que leva para a reação atingir o equilíbrio e para melhor desenvolvimento do 
experimento. Na 1ª semana, preparou-se as 11 soluções para utilizar na 2ª semana, onde 
preparou-se a 12ª solução e foram tituladas as 12 soluções com NaOH 0,5 M. 
• Separou-se 11 erlenmeyers numerados e preparou-se as soluções descritas na 
Tabela 1. 
• Utilizou-se papel alumínio para cobrir a rolha e insulfilm para finalizar a 
vedação dos erlenmeyers, para evitar a evaporação, por cerca de uma semana 
até que o equilíbrio seja atingido; 
• Preparou-se a solução do frasco 12 antes do início da Parte 2 do experimento, 
ou seja, antes do começo das titulações do tópico 4,2. 
Tabela 1. Valores iniciais (mL) dos reagentes em 10 mL de solução. 
Erlenmeyer VH₃COOC₂H₅C (mL) VH₂O (mL) VC₂H₅OH (mL) VCH₃COOH (mL) VHCl (mL) 
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 0 2 0 5 
10 3 0 1 1 5 
11 3 1 0 1 5 
12 3 2 0 0 5 
7 
 
 
4.2 Obtenção da concentração dos componentes do equilíbrio 
• Pipetou-se 3 alíquotas de 2 mL da solução de cada erlenmeyer da Tabela 01 
previamente preparadas 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 0,5 M de NaOH. Anotou-se o volume gasto em cada titulação e 
preencheu-se a Tabela 2. 
 Obs.: A partir da solução 5 da Tabela 01, devido à pouca quantidade de titulante, que 
havia sido preparada para as equipes, titulou-se com NaOH 0,5 M não padronizado. 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
5.1 Resultado da determinação da concentração das espécies ácidas por análise 
titrimétrica 
 Após o período de uma semana, tempo necessário para que as soluções preparadas 
atinjam o estado de equilíbrio químico, obteve-se por análise titrimétrica a concentração das 
espécies ácidas presente nas soluções, utilizando NaOH 0,5 M como solução titulante. O 
volume utilizado da solução titulante estão descritas na Tabela 2. 
Tabela 2. Volumes gastos (mL) e média de solução de NaOH 0,5 M nas titulações, em triplicatas. 
Erlenmeyer VI (mL) VII (mL) VIII (mL) Vm (mL) Vm – V1m* (mL) 
1 9,00 9,70 9,00 9,23 0 
2 21,6 21,4 21,9 21,6 12,4 
3 18,7 19,6 19,4 19,2 10,0 
4 16,6 16,4 16,3 16,4 7,20 
5 24,4 24,7 24,2 24,4 15,2 
6 18,2 18,5 18,2 18,3 9,07 
7 28,3 28,0 28,2 28,1 18,9 
8 16,3 16,2 16,4 16,3 7,07 
9 15,3 15,0 15,3 15,1 5,87 
10 20,5 20,6 20,5 20,5 11,3 
11 23,5 23,9 23,7 23,7 14,4 
12 12,9 13,3 13,2 13,1 3,87 
*V1m = valor médio do erlenmeyer 1. 
 
5.2 Resultado da determinação das constantes de equilíbrio. 
8 
 
A reação de hidrólise do éster (acetato de etila) em meio ácido (catalisada por HCl), 
resulta na formação de um ácido carboxílico (ácido acético) e de um álcool (etanol), assim 
como demonstrado abaixo: 
H₃COOC₂H₅C + H2O ⇋ CH3CH2OH + CH3COOH (4) 
Utilizando os dados obtidos na análise titrimétrica, podemos calcular as 
concentrações molares das espécies presentes na reação e consequentemente a constante de 
equilíbrio da hidrólise do acetato de etila em solução (3). 
• Erlenmeyer 1: Essa solução continha somente ácido clorídrico (que age como 
catalisador na reação) e água, logo todo o ácido neutralizado pela base era 
proveniente do HCl, o que foi importante pois essa mesma quantidade de 
catalisador estava presente nas demais amostras. 
Desse modo, pode-se encontrar o número de moles de água presentes na 
solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada. 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 = 𝜌𝐻𝐶𝑙 ⋅ 𝑉𝐻𝐶𝑙 
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 = 1,0640 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 5,0 𝑐𝑚3 
𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖çã𝒐 𝒅𝒆 𝑯𝑪𝒍 = 𝟓, 𝟑𝟐 𝒈 
 
𝑚𝐻𝐶𝑙 = 𝐶𝐻𝐶𝑙 ⋅ 𝑉𝐻𝐶𝑙 ⋅ 𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 
𝑚𝐻𝐶𝑙 = 3,0 𝑚𝑜𝑙 𝐿
−1 ⋅ 5,0 × 10−3 𝐿 ⋅ 36,5 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
𝒎𝑯𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟓𝟒𝟕 𝒈 
 
𝑚𝐻₂𝑂 = 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 − 𝑚𝐻𝐶𝑙 
𝑚𝐻₂𝑂 = 5,32 𝑔 − 0,547 𝑔 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝑛𝐻₂𝑂 =
𝑚𝐻₂𝑂
𝑀𝑀𝐻₂𝑂
 
𝑛𝐻₂𝑂 =
4,773 𝑔
18,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A massa de água na solução inicial 𝑚0𝐻₂𝑂 , de cada erlenmeyer é dada por: 
𝑚0𝐻₂𝑂 = 𝑚1𝐻₂𝑂 + 𝑚1 
Onde 𝑚1𝐻₂𝑂 é a massa de água pura usada na preparação das soluções da 
Tabela 1 e 𝑚1 é a massa da água contida em 5 mL da solução 3 M de HCl. 
9 
 
𝑚0𝐻₂𝑂 = (𝜌𝐻₂𝑂 ⋅ 𝑉𝐻₂𝑂) + 𝑚1 
𝑚0𝐻₂𝑂 = (0,9982 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 5,0 𝑐𝑚3) + 4,773 𝑔 
𝑚0𝐻₂𝑂 = 4,991 𝑔 + 4,773 𝑔 
𝒎𝟎𝑯₂𝑶 = 𝟗, 𝟕𝟔𝟒 𝒈 
𝑛𝐻₂𝑂 =
9,764 𝑔
18,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟓𝟒𝟐 𝒎𝒐𝒍 
• Erlenmeyer 2: Essa solução era constituída de 5 mL do éster e 5 mL do ácido. 
Temos que o ácido se apresenta com a concentração de 3 M, logo as moléculas 
de água para provocar a hidrólise provêm do catalisador. Desse modo, podemos 
encontrar o número de mols de água presentes na solução de HCl utilizando a 
massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de HCl = 5,32 g). 
Para o cálculo do número de moles de água presente na solução é 
realizada da mesma forma usada no erlenmeyer 1, sendo assim: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acéticona reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 12,4 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟔, 𝟐 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟔, 𝟐 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é obtido como a seguir: 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 𝜌𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 ⋅ 𝑉𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,90033 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 5,0 𝑐𝑚3 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟒, 𝟓𝟎 𝒈 
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 =
4,50 𝑔
88,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 
10 
 
Considerando o equilíbrio, a quantidade de moles é equivalente a 
subtração entre o número de moles do acetato de etila e de hidróxido de sódio, 
como podemos observar a seguir: 
n(eq) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 − nNaOH 
𝑛(𝑒𝑞) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,0512 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, pode ser calculada da 
seguinte forma: 
n(eq) 𝐻₂O = n𝐻₂O − nNaOH 
n(eq) 𝐻₂O = 0,265 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Para o cálculo da constante de equilíbrio da hidrólise do éster considerou-
se que o volume de 10 mL foi sempre mantido, rearranjando (3) obtemos (5): 
𝐾 =
[𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5𝐶][𝐻2𝑂]
 (3) 
𝐾 =
(
n𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻
V ) ⋅ (
n𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
V )
(
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶
V ) ⋅ (
n𝐻2𝑂
V )
 
𝐾 =
n𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻⋅n𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶⋅n𝐻2𝑂
 (5) 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
n𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻⋅n𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶⋅n𝐻2𝑂
 
𝐾 =
6,2 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 6,2 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,045 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟑, 𝟑𝟏 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 3: Nessa solução possuímos 4 mL do éster e 1 mL da água, além de 
5 mL de HCl. Desse modo, podemos encontrar o número de mols de água 
presentes na solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada 
(msolução de HCl = 5,32 g), sendo que tivemos a adição de 1 mL, o que equivale a 
aproximadamente 1 g de água, obtendo assim número de moles de água presente 
na solução: 
𝑚𝐻₂𝑂 = 4,773 𝑔 + (0,9982 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 1,0 𝑐𝑚3) 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟓, 𝟕𝟕𝟏 𝒈 
11 
 
𝑛𝐻₂𝑂 =
5,771 𝑔
18,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 10,0 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟓, 𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟓, 𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é obtido como a seguir: 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 𝜌𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 ⋅ 𝑉𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,90033 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 4,0 𝑐𝑚3 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟑, 𝟔𝟎 𝒈 
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 =
3,60 𝑔
88,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍 
Considerando o equilíbrio, a quantidade de moles é equivalente a 
subtração entre o número de moles do acetato de etila e de hidróxido de sódio, 
como podemos observar a seguir: 
n(eq) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 − nNaOH 
𝑛(𝑒𝑞) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,0409 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟕 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, pode ser calculada da 
seguinte forma: 
n(eq) 𝐻₂O = n𝐻₂O − nNaOH 
n(eq) 𝐻₂O = 0,320 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
12 
 
𝐾 =
5,0 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 5,0 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0347 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,313 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟐, 𝟐𝟗 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 4: Adição de 4 mL do acetato de etila e de 1 mL de etanol, além de 
5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes na solução de 
HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de HCl = 5,32 g), é 
o mesmo presente no erlenmeyer 1: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 7,2 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟑, 𝟔 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟑, 𝟔 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no erlenmeyer 
3: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟑, 𝟔𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 3: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟕 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, pode ser calculada da 
seguinte forma: 
n(eq) 𝐻₂O = n𝐻₂O − nNaOH 
n(eq) 𝐻₂O = 0,265 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
13 
 
𝐾 =
3,60 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 3,60 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0347 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟏, 𝟒𝟒 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 5: Adição de 4 mL do acetato de etila e de 1 mL de ácido acético, 
além de 5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes na 
solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de HCl = 
5,32 g), é o mesmo presente no erlenmeyer 1: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 15,2 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟕, 𝟔𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟕, 𝟔𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no erlenmeyer 
3: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟑, 𝟔𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟎𝟗 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 3: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟒𝟕 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 4: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
7,60 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 7,60 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0347 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
14 
 
𝑲 = 𝟔, 𝟒𝟑 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 6: Adição de 3 mL do acetato de etila e 2 mL de água, além de 5 mL 
de HCl. Desse modo, podemos encontrar o número de mols de água presentes na 
solução de HClutilizando a massa da solução de 5 mL adicionada 
(msolução de HCl = 5,32 g), sendo que tivemos a adição de 2 mL, o que equivale a 
aproximadamente 2 g de água, obtendo assim número de moles de água presente 
na solução: 
𝑚𝐻₂𝑂 = 4,773 𝑔 + (0,9982 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 1,0 𝑐𝑚3) 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟔, 𝟕𝟔𝟗 𝒈 
𝑛𝐻₂𝑂 =
6,769 𝑔
18,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟔 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 9,07 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟒, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟒, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é obtido como a seguir: 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 𝜌𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 ⋅ 𝑉𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,90033 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 3,0 𝑐𝑚3 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 =
2,70 𝑔
88,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
Considerando o equilíbrio, a quantidade de moles é equivalente a 
subtração entre o número de moles do acetato de etila e de hidróxido de sódio, 
como podemos observar a seguir: 
n(eq) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 − nNaOH 
15 
 
𝑛(𝑒𝑞) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,0409 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, pode ser calculada da 
seguinte forma: 
n(eq) 𝐻₂O = n𝐻₂O − nNaOH 
n(eq) 𝐻₂O = 0,376 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟎 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
4,54 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 4,54 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,370 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟐, 𝟐𝟕 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 7: Adição de 3 mL do acetato de etila e de 2 mL de ácido acético, 
além de 5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes na 
solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de HCl = 
5,32 g), é o mesmo presente no erlenmeyer 1: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 18,9 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟗, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟗, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no erlenmeyer 
6: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
16 
 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 5: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
9,45 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 9,45 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟏, 𝟒𝟏 × 𝟏𝟎−𝟐 
• Erlenmeyer 8: Adição de 3 mL do acetato de etila, 1 mL de água e de 2 mL de 
etanol, além de 5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes 
na solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de 
HCl = 5,32 g), sendo que tivemos a adição de 1 mL, o que equivale a 
aproximadamente 1 g de água, obtendo assim número de moles de água presente 
na solução, é o mesmo presente no erlenmeyer 3: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟓, 𝟕𝟕𝟏 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 7,07 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟑, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟑, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no erlenmeyer 
6: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
17 
 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 3: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟑𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
3,45 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 3,45 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,3138 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟏, 𝟔𝟑 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 9: Adição de 3 mL do acetato de etila e 2 mL de etanol, além de 
5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes na solução de 
HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de HCl = 5,32 g), é 
o mesmo presente no erlenmeyer 1: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 5,87 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟐, 𝟗𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟐, 𝟗𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
18 
 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 2: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
2,94 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 2,94 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟏, 𝟑𝟔 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 10: Adição de 3 mL do acetato de etila, 1 mL de etanol e de 1 mL de 
ácido acético, além de 5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água 
presentes na solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada 
(msolução de HCl = 5,32 g), é o mesmo presente no erlenmeyer 1: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟒, 𝟕𝟕𝟑 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH= 𝑛NaOH = 11,3 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟓, 𝟔𝟓 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟓, 𝟔𝟓 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
19 
 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 2: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟖 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
5,65 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 5,65 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,258 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟓, 𝟎𝟒 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 11: Adição de 3 mL do acetato de etila, 1 mL de água e de 1 mL de 
etanol, além de 5 mL de HCl. Desse modo, o número de mols de água presentes 
na solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada (msolução de 
HCl = 5,32 g), sendo que tivemos a adição de 1 mL, o que equivale a 
aproximadamente 1 g de água, obtendo assim número de moles de água presente 
na solução, é o mesmo presente no erlenmeyer 3: 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟓, 𝟕𝟕𝟏 𝒈 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 14,4 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟕, 𝟐𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟕, 𝟐𝟎 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do acetato de etila no equilíbrio é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 6: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
20 
 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, é o mesmo obtido no 
erlenmeyer 3: 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟏𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
7,20 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 7,20 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,313 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟔, 𝟕𝟒 × 𝟏𝟎−𝟑 
• Erlenmeyer 12: Adição de 3 mL do acetato de etila e 2 mL de água, além de 
5 mL de HCl. Desse modo, podemos encontrar o número de mols de água 
presentes na solução de HCl utilizando a massa da solução de 5 mL adicionada 
(msolução de HCl = 5,32 g), sendo que tivemos a adição de 2 mL, o que equivale a 
aproximadamente 2 g de água, obtendo assim número de moles de água presente 
na solução: 
𝑚𝐻₂𝑂 = 4,773 𝑔 + (0,9982 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 1,0 𝑐𝑚3) 
𝒎𝑯₂𝑶 = 𝟔, 𝟕𝟔𝟗 𝒈 
𝑛𝐻₂𝑂 =
6,769 𝑔
18,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟔 𝒎𝒐𝒍 
Através dos valores descritos acima, pode-se encontrar a quantidade dos 
outros componentes da solução. Para o cálculo do número de moles do ácido 
acético na reação, obtém-se subtraindo o volume da solução de NaOH 0,5 M 
gasto na titulação do erlenmeyer 1 daquele gasto nas respectivas soluções, sendo 
assim: 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = (Vm – V1m) ⋅ 𝐶𝑁𝑎𝑂𝐻 
𝑛CH₃COOH = 𝑛NaOH = 3,87 × 10
−3 𝐿 ⋅ 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐍𝐚𝐎𝐇 = 𝟏, 𝟗𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
Consequentemente, pela estequiometria da reação: 
𝒏𝐂𝐇₃𝐂𝐎𝐎𝐇 = 𝒏𝐂₂𝐇₅𝐎𝐇 = 𝟏, 𝟗𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 
O número de moles do éster (acetato de etila), é obtido como a seguir: 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 𝜌𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 ⋅ 𝑉𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 
𝑚𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,90033 𝑔 𝑐𝑚
−3 ⋅ 3,0 𝑐𝑚3 
𝒎𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟐, 𝟕𝟎 𝒈 
21 
 
n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 =
2,70 𝑔
88,0 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 
 
𝒏𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟎𝟔 𝒎𝒐𝒍 
Considerando o equilíbrio, a quantidade de moles é equivalente a 
subtração entre o número de moles do acetato de etila e de hidróxido de sódio, 
como podemos observar a seguir: 
n(eq) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = n𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 − nNaOH 
𝑛(𝑒𝑞) 𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐶₂𝐻₅𝐶 = 0,0409 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₃𝑪𝑶𝑶𝑪₂𝑯₅𝑪 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍 
A quantidade de água, em mols, no equilíbrio, pode ser calculada da 
seguinte forma: 
n(eq) 𝐻₂O = n𝐻₂O − nNaOH 
n(eq) 𝐻₂O = 0,376 𝑚𝑜𝑙 − 6,2 × 10
−3 𝑚𝑜𝑙 
𝒏(𝒆𝒒) 𝑯₂𝑶 = 𝟎, 𝟑𝟕𝟎 𝒎𝒐𝒍 
Substituindo os valores de n para cada espécie para a determinação da 
constante de equilíbrio temos: 
𝐾 =
1,94 × 10−3 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 1,94 × 10−3 𝑚𝑜𝑙
0,0245 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 0,370 𝑚𝑜𝑙
 
𝑲 = 𝟒, 𝟏𝟑 × 𝟏𝟎−𝟒 
O valor médio das constantes de equilíbrio: 
𝑲 = 𝟐, 𝟗𝟒 × 𝟏𝟎−𝟑 
Podemos verificar como principais fontes de erro incertezas nas medidas 
das concentrações e dos volumes das soluções utilizadas para o experimento, bem 
como erro na viragem do indicador, assim como também o em algumas titulações 
de NaOH não padronizado e erros associados à exatidão das técnicas 
titulométricas. 
 
6 CONCLUSÕES 
 
Com esse experimento foi possível observar que reações químicas não avançam 
totalmente até a formação completa dos produtos, como é o caso da reação de hidrólise de 
acetato de etila que é catalisada por uma solução de ácido clorídrico para formar ácido acético 
e etanol. 
22 
 
Foi possível observar que tanto com a variação do etanol e ácido como do acetato e a 
água, há a variação da constante de equilíbrio, confirmada pela variação do volume de 
base(NaOH) necessária para neutralizar o ácido (CH3COOH) formado na reação. O valor 
médio da constante de equilíbrio da hidrólise do acetato foi de 0,002939. Observou-se 
também que a influência do tempo para realizar a reação modifica a constante de equilíbrio, 
esse fato pôde ser observado nos erlenmeyers 6 e 12. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1SKOOG, D. A.; HOLLER, F. J.; WEST, D. M.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química 
Analít0ica. 8. ed. São Paulo: Editora Thomson, 2006. 
 
 2OLIVEIRA, Kelson Mota Texeira de.; POCRIFKA, Leandro Aparecido.; PASSOS, 
Raimundo Ribeiro. Guia de Laboratório de Físico-Química Experimental. 3 ed. 2014. Página 
44. 
 
3ATKINS, P. W.; PAULA, JULIO DE. Físico-Química, 9ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012. (v. 
1) 
 
4BRUICE, Paula Yurkanis. Química Orgânica. 4 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2006, 
vol 2. 
 
5ATKINS, PETER.; JONES, LORRETA. Princípios de Química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5 ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 390.