Equilíbrio Químico | Físico Química | Físico Química Experimental | Relatório

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Relatório da 3ª Aula Prática de Físico-Química I
Equilíbrio Químico
Discentes: @bolzan.studies
 
Data de realização da prática: 21/07/2017
Data de entrega do relatório: 28/07/2017
INTRODUÇÃO
Em uma reação química, quando as concentrações dos produtos e dos reagentes não é mais alterado ao passar do tempo, diz-se que o estado de Equilíbrio Químico foi atingido. Geralmente, isto resulta do estado atingido quando a reação direta se processa na mesma taxa que a reação inversa. Assim, não há alterações líquidas das concentrações de reagentes e produtos. 
A determinação matemática de coordenadas do estado de equilíbrio envolve a associação de muitas expressões termodinâmicas, como energia livre de Gibbs, relações de temperatura e volume, energia livre de Helmholtz e cálculos de entropia. As condições físicas envolvem diversos aspectos, sobretudo, repouso e vedação dos frascos a serem utilizados.
Estudos antigos mostram que, se os reagentes e os produtos estiverem em estado padrão e completamente puros, então não haveria reversibilidade e não haveria Equilíbrio Químico. Segundo este estudo, eles iriam necessariamente ocupar volumes disjuntos no espaço. Porém, a mistura dos reagentes e produtos contribui para uma grande entropia (conhecido como entropia da mistura) de estados.
Atualmente, estudos indicam que a alteração da energia livre de Gibbs padrão, juntamente com a energia de Gibbs da mistura, determinar o estado de Equilíbrio Químico. Nestes estudos, apenas o caso de pressão constante é considerada. A relação entre a energia livre de Gibbs e a constante de equilíbrio pode ser encontrada considerando os potenciais químicos dos reagentes e/ou reações.
À temperatura e pressão constantes, a energia livre de Gibbs, para uma determinada reação depende apenas da extensão da reação, denominada grau de avanço (ξ) e está associada com a Segunda Lei da Termodinâmica. Em geral, um sistema de equilíbrio é definido por uma equação de equilíbrio como em:
aA + bB ⇌ cC + dD
Pode ser mostrado que, neste caso, a soma dos potenciais químicos dos produtos é igual à soma dos correspondentes aos reagentes. Por conseguinte, a soma das energias de Gibbs dos reagentes deve ser igual à soma das energias de Gibbs dos produtos. Então, associando estas expressões algébricas, pode-se determinar a constante de equilíbrio de (K) quaisquer reações.
A prática que será descrita neste relatório visa determinar a constante de equilíbrio em termos de concentrações molares da reação de esterificação ácido acético a acetato de etila catalizada por ácido. Os conceitos descritos acima serão utilizados e tratados matematicamente.
(ATKINS, P.; de PAULA, J. Físico-Química. v.1, 9 ed. LTC, 2012)
MATERIAIS E MÉTODOS
Inicialmente, no dia 17/07/2017 (segunda-feira) o monitor de laboratório de Química Geral e Físico-Química realizou os seguintes procedimentos: Em sete Erlenmeyers que foram identificados através de caneta de retroprojetor por numeração de 1 a 7 e, em seguida, foram adicionados 5 mL de ácido clorídrico (1,0600 g/mL) em todos eles com auxílio de pipetas graduadas.
Ao Erlenmeyer 1 também foram adicionados 5 mL de água destilada. Ao Erlenmeyer 2, por sua vez foram adicionados 5 mL de acetato de etila. Ao Erlenmeyer de número 3, foram adicionados 4 mL de acetato de etila e 1 mL de água destilada. Ao Erlenmayer de número 4 foram adicionados 2 mL de acetato de etila e 3 mL de água, no Erlenmayer 5 foram adicionados 4 mL de acetato de etila e 1 mL de álcool etílico, ao Erlenmayer 6 foram adicionados 4 mL de acetato de etila e 1 mL de ácido acético. Por último foi adicionado 4 mL de álcool etílico e 1 mL de ácido acético ao Erlenmayer 7. Os Erlenmeyers foram tampados e deixados em repouso por 5 dias, até o dia da realização da aula prática 21/07/17 (sexta-feira). 
Passados os 5 dias, os frascos foram preparados para titulação. A cada um dos quatro frascos foram adicionados volumes de água suficiente para avoluma-los até 100 mL. Feito isso, as vidrarias de titulação foram preparadas. Uma bureta de 25 mL foi rinsada com solução 1 M de hidróxido de sódio, sendo o volume desprezado em um Becker de 500 mL, e a mesma presa ao suporte universal por meio uma garra para suporte. Com auxilio de um conta-gotas, foi adicionada 1 gota de indicador fenolftaleína aos frascos. 
Em seguida, a bureta foi avolumada e preparada para a titulação. O primeiro Erlenmeyer foi titulado com vazão constante na bureta e leves agitações (figura 1). Na visualização da mudança de coloração do titulado, que indica viragem do indicador, a reação foi interrompida e o valor do volume de solução de hidróxido de sódio gasto na bureta foi anotado. O mesmo procedimento foi tomado para os frascos 2, 3, 4, 5, 6 e 7. 
Os dados obtidos foram tratados segundo as seguintes especificidades dos reagentes:
· Ácido clorídrico (d = 1,06 g/mL)
· Água destilada (d = 0,9982 g/mL)
· Acetato de etila (d = 0,9003 g/mL)
· Álcool etílico (d = 0,7893 g/ mL)
· Ácido acético (d = 1,0492 g/mL)
· Indicador Fenolftaleína – 1%
· Solução de Hidróxido de Sódio – 1,00 mol/L
Figura 1: Aparelhagem para realização da titulação
Fonte: http://quimicadodia-a-dia.blogspot.com.br/2012/11/titulacao.html
RESULTADOS, TRATAMENTO DE DADOS E DISCUSSÃO
Após os 5 dias de repouso e realizadas as titulações, obtiveram-se os seguintes conjuntos de dados acerca das reações ocorridas. 
	
Frasco
	
Volume de
Ácido clorídrico
	
Volume de acetato de etila
	
Volume de água destilada
	
Volume de álcool etílico
	
Volume de ácido acético
	Volume de hidróxido de sódio consumido na titulação
	1
	5 mL
	------------
	5 mL
	------------
	------------
	15,4 mL
	2
	5 mL
	5 mL
	------------
	------------
	------------
	45,3 mL
	3
	5 mL
	4 mL
	1 mL
	------------
	------------
	43,7 mL
	4
	5 mL
	2 mL
	3 mL
	------------
	------------
	32,1 mL
	5
	5 mL
	4 mL
	------------
	1 mL
	------------
	39,1 mL
	6
	5 mL
	4 mL
	------------
	------------
	1 mL
	55,7 mL
	7
	5 mL
	------------
	------------
	4 mL
	1 mL
	23,7 mL
Tabela 1: Dados dos frascos e titulações
O frasco 1 é o branco da análise e a partir da determinação do número de mols de ácido clorídrico contidos nele, é possível determinar a constante de equilíbrio Kc das reações ocorridas nos frascos 2, 3, 4, 5, 6 e 7. Sendo assim, para se determinar o número de mols n de HCℓ, tem-se:
nHCℓ = nNaOH
Segundo a equação:
NaOH (aq) + HCℓ (aq) → NaCℓ (aq) + H2O (ℓ)
Portanto:
nHCℓ = nNaOH
nHCℓ = [NaOH] .VNaOH gasto
nHCℓ = 1 . 0,0154
nHCℓ = 0,0154 mol
	Arbitrariamente, este valor de quantidade de matéria de ácido clorídrico será tomado para os frascos 2, 3, 4, 5, 6 e 7. Uma vez determinados os números de mols de ácido clorídrico presente nos frascos, é possível determinar as constantes de equilíbrio Kc 
Para se determinar Kc da reação do frasco 2, é necessário conhecer o número de mols de água e acetato de etila contidos no mesmo. O número de mols de cada um está diretamente ligado ao volume de cada reagente que foi vertido no frasco. Sendo assim:
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 0,051 mol
	Para se determinar o número de mols de água, é necessário conhecer a massa de água que foi adicionada no frasco 2. Como o ácido clorídrico adicionado estava em solução aquosa, pode-se dizer que a massa água contida no frasco 2 era a massa da solução ácida subtraída da massa de soluto. Então:
mH2O = msolução - mHCℓ
mH2O = (dsolução . Vsolução) – ([HCℓ] . MHCℓ . Vsolução)
mH2O = (1,06 g/mL . 5 mL) – (3 mol/L . 36,5 g/mol . 0,005 L)
mH2O = 5,3 – 0,55
mH2O = 4,75 g
	Logo:
nH2O = 
nH2O = 
nH2O = 0,26 mol
	A partir dos valores de números de mols de água e acetato de etila, é possível montar a tabela de equilíbrio referente a reação ocorrida no frasco 2. 
	 CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq) ⇌ CH3COOCH2CH3 (ℓ) + H2O (ℓ)
	t = 0
(n)
	0
	0
	0,051
	0,26
	No EQ
(n)
	0 + ξ
	0 + ξ
	0,051 - ξ
	0,26 - ξ
	No EQ
[ ]
	
	
	
	
Tabela 2: Relações de concentrações no EQ do frasco 2
	Antes de determinar Kc, é necessário determinar o valor do grau de avanço da reação (ξ) partir dosdados obtidos na titulação do frasco 2. Na titulação foram consumidos 45,3 mL de solução de NaOH a 1 M, que equivale a um consumo de 0,0453 mol de NaOH. Desta quantidade, 0,0154 mol foi utilizado para consumir o ácido catalizador, como referido anteriormente. Então, o número de mols de ácido acético consumido na titulação foi 0,0299 mol, que equivale ao grau de avanço da reação. Portanto:
 Kc2 = 
Kc2 = 
Kc2 = 
	Substituindo o grau de avanço (ξ) por 0,299, tem-se:
Kc2 = 
Kc2 = 
Kc2 = 
Kc2 = 5,43 
	Analogamente ao Kc2, pode-se determinar a constante de equilíbrio do frasco 3, quando se conhecem os números de mols de água e acetato de etila no mesmo. Então:
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 0,0409 mol
	Para se determinar o número de mols de água, é necessário conhecer a massa de água que foi adicionada no frasco 3. Como o ácido clorídrico adicionado estava em solução aquosa, pode-se dizer que a massa água contida no frasco 3 era a massa da solução ácida subtraída da massa de soluto somada a massa de água destilada que foi adicionada. Então:
mTH2O = msolução - mHCℓ + m1H2O
mTH2O = (dsolução . Vsolução) – ([HCℓ] . MHCℓ . Vsolução) + (dágua destilada . Vágua destilada)
mTH2O = (1,06 g/mL . 5 mL) – (3 mol/L . 36,5 g/mol . 0,005 L) + (0,9982 g/mL . 1 mL)
mTH2O = 5,3 – 0,55 + 0,9982
mTH2O = 5,75 g
	Logo:
nTH2O = 
nTH2O = 
nTH2O = 0,32 mol
	A partir dos valores de números de mols de água e acetato de etila, é possível montar a tabela de equilíbrio referente a reação ocorrida no frasco 3. 
	 CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq) ⇌ CH3COOCH2CH3 (ℓ) + H2O (ℓ)
	t = 0
(n)
	0
	0
	0,0409
	0,32
	No EQ
(n)
	0 + ξ
	0 + ξ
	0,0409 - ξ
	0,32 - ξ
	No EQ
[ ]
	
	
	
	
Tabela 3: Relações de concentrações no EQ do frasco 3
	Antes de determinar Kc, é necessário determinar o valor do grau de avanço da reação (ξ) partir dos dados obtidos na titulação do frasco 3. Na titulação foram consumidos 43,7 mL de solução de NaOH a 1 M, que equivale a um consumo de 0,0437 mol de NaOH. Desta quantidade, 0,0154 mol foi utilizado para consumir o ácido catalizador, como referido anteriormente. Então, o número de mols de ácido acético consumido na titulação foi 0,0283 mol, que equivale ao grau de avanço da reação. Portanto:
 Kc3 = 
Kc3 = 
Kc3 = 
	Substituindo o grau de avanço (ξ) por 0,0283, tem-se:
Kc3 = 
Kc3 = 
Kc3 = 
Kc3 = 5,60
	Repetidamente, pode-se calcular o valor de Kc para a reação que ocorreu no quarto frasco. Mais uma vez, analogamente aos cálculos realizados para o frasco 2 e 3, tem-se:
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 
nAcOEt = 0,0205 mol
	Para se determinar o número de mols de água, é necessário conhecer a massa de água que foi adicionada no frasco 4. Como o ácido clorídrico adicionado estava em solução aquosa, pode-se dizer que a massa água contida no frasco 4 era a massa da solução ácida subtraída da massa de soluto somada a massa de água destilada que foi adicionada. Então:
mTH2O = msolução - mHCℓ + m1H2O
mTH2O = (dsolução . Vsolução) – ([HCℓ] . MHCℓ . Vsolução) + (dágua destilada . Vágua destilada)
mTH2O = (1,06 g/mL . 5 mL) – (3 mol/L . 36,5 g/mol . 0,005 L) + (0,9982 g/mL . 3 mL)
mTH2O = 5,3 – 0,55 + 2,9946
mTH2O = 7,74 g
	Logo:
nTH2O = 
nTH2O = 
nTH2O = 0,43 mol
	A partir dos valores de números de mols de água e acetato de etila, é possível montar a tabela de equilíbrio referente a reação ocorrida no frasco 4. 
	 CH3COOH (aq) + CH3CH2OH (aq) ⇌ CH3COOCH2CH3 (ℓ) + H2O (ℓ)
	t = 0
(n)
	0
	0
	0,0205
	0,43
	No EQ
(n)
	0 + ξ
	0 + ξ
	0,0205 - ξ
	0,43 - ξ
	No EQ
[ ]
	
	
	
	
Tabela 4: Relações de concentrações no EQ do frasco 4
	Antes de determinar Kc, é necessário determinar o valor do grau de avanço da reação (ξ) partir dos dados obtidos na titulação do frasco 4. Na titulação foram consumidos 32,1 mL de solução de NaOH a 1 M, que equivale a um consumo de 0,0321 mol de NaOH. Desta quantidade, 0,0154 mol foi utilizado para consumir o ácido catalizador, como referido anteriormente. Então, o número de mols de ácido acético consumido na titulação foi 0,0167 mol, que equivale ao grau de avanço da reação. Portanto:
 Kc4 = 
Kc4 = 
Kc4 = 
	Substituindo o grau de avanço (ξ) por 0,0167, tem-se:
Kc4 = 
Kc4 = 
Kc4 = 
Kc4 = 5,63
[ ... ] Repetir a mesma metodologia modificando os dados para os frascos 5, 6 e 7.
CONCLUSÕES
Em virtude dos aspectos analisados, admite-se que a conceituação de Equilíbrio Químico é aplicável a práticas laboratoriais e pode ser utilizado para determinação de diversas grandezas pelo analista. O procedimento experimental apresenta aplicação eficiente na observação e determinação de constantes de equilíbrio e graus de avanço.
Os valores observados para as constantes de equilíbrio nos frascos 1 - 7 são aceitáveis e, segundo cálculos de desvio padrão dos conjuntos de dados aceitáveis, o valor de Kc para a reação de esterificação do acido acético a acetato de etila catalizado por ácido é de 6,42 ± 0,23. 
A técnica utilizada requer atenção na adição dos volumes dos reagentes aos frascos e requer uma extrema atenção no momento da titulação dos mesmos. É comum erros analíticos associados a prática de avolumar frascos e titular soluções, porém a minimização desses erros pode minimizar os erros associados aos valores da constante de equilíbrio.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, P.W.; DE PAULA, J. Físico-Química, 7ª ed., Livros Técnicos e Científicos Editora Ltda., vol. único, 2004.
· BRADY, J.; HUMISTON, G.E., Química Geral, Vol. Único, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
· AQUINO, K.. Equilíbrio Químico. Disponível em: <https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/equilibrio.pdf>. Acesso em 24 de julho de 2017.
· ARAÚJO, H.. Equilíbrio Químico - CCEAD PUC-Rio. Disponível em: <http://web.ccead.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.pdf>. Acesso em 25 de julho de 2017
· CHIEH, C.. Chemical equilibrium - The Law of Mass Action. Disponível em: <http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/massacti.html>. Acesso em 25 de julho de 2017.