PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES 1. Introdução

PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES
1. Introdução
Uma investigação experimental detalhada mostra que a maioria das reações
químicas não avança até a realização completa, isto é, quantidades mensuráveis de
reagentes ainda estão presentes no sistema quando aparentemente a reação cessa. Um
exemplo deste tipo é a reação de hidrólise de acetato de etila catalisada por uma solução
aquosa de ácido clorídrico para formar ácido acético e etanol.
CH3COOCH2CH3 + H2O
CH3COOH + CH3CH2OH
Acetato de etila
ácido acético
água
(1)
etanol
Quaisquer que sejam as quantidades relativas do acetato de etila e de água,
misturadas inicialmente, ainda existe um residual das duas substâncias, juntamente com
os produtos, quando a reação parece terminada.
Esta condição, em que todas as substâncias atingiram um valor final de
concentração constante, é denominada estado de equilíbrio. A reação não termina
quando o equilíbrio é atingido, mas continua ocorrendo nos dois sentidos com as
mesmas velocidades (equilíbrio dinâmico).
A reação de hidrólise se inicia quando os reagentes são misturados. A velocidade
de hidrólise diminui com o tempo e a reação reversa começa a ocorrer quando uma
quantidade apreciável de ácido acético e etanol estiverem presentes. No equilíbrio as
duas velocidades ficam iguais.
A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em função das atividades
dos vários componentes do sistema. Para soluções diluídas, consideradas ideais, as
constantes de equilíbrio são calculadas em função das concentrações molares dos
reagentes e dos produtos.
A reação de hidrólise do éster representada pela equação 1 tem a constante de
equilíbrio calculada pela expressão:
K

CH 3CO2 H  C2 H 5OH 
CH 3CO2C2 H 5  H 2O
(2)
onde:
[CH3CO2H] = concentração molar do ácido acético no equilíbrio
[CH3CH2OH] = concentração molar do etanol no equilíbrio
[CH3CO2C2H5] = concentração molar do acetato de etila no equilíbrio
[H2O] = concentração molar da água no equilíbrio
A constante de equilíbrio pode apresentar valores muito maiores do
que 1 (> 103). Assim, no equilíbrio, a concentração de produtos é muito maior que a
concentração de reagentes. Quando a constante de equilíbrio é muito menor do
que 1 (< 10-3), existe uma tendência muito pequena à formação dos produtos, e no
equilíbrio o sistema reacional apresentará uma maior concentração dos reagentes.
Quando o valor de K é próximo de 1, significa que a abundância entre os reagentes e
produtos é semelhante no equilíbrio. Dessa forma, a constante de equilíbrio fornece
importantes informações sobre a espontaneidade do processo.
Este trabalho prático tem por objetivo determinar a constante de equilíbrio da
reação de hidrólise de um éster em solução.
2. Parte Experimental
2.1 Materiais

8 tubos de vidro com tampa

Solução padronizada 0,50 mol/L de NaOH

Pipetas de 2; 5 e 10 mL

Solução 3 mol/L de HCl

3 erlenmeyers de 125 mL

Solução de fenolftaleína

Bureta de 25 mL

Acetato de etila

Proveta de 50 mL

Etanol

Água destilada

Ácido acético
2.2 Procedimento
Com um mês de antecedência, preparou-se as misturas reacionais, que constam
na Tabela 1, mantendo-as em frascos de vidro tampados para evitar evaporação. O
período de um mês é necessário para que o equilíbrio seja atingido.
Tabela 1. Volumes iniciais dos reagentes em 10 mL de solução
Frasco
Solução 3,0 mol/L
Acetato de etila /
de HCl / mL
mL
B
5,0
0,0
1
5,0
2
Água / mL
Etanol /
Ácido
mL
acético/mL
5,0
0,0
0,0
5,0
0,0
0,0
0,0
5,0
4,0
1,0
0,0
0,0
3
5,0
4,0
0,0
1,0
0,0
4
5,0
4,0
0,0
0,0
1,0
5
5,0
0,0
0,0
3,0
2,0
6
5,0
0,0
0,0
4,0
1,0
7
5,0
3,0
1,0
0,0
1,0
 / g.mL-1
1,0640
0,9003
0,9982
0,7893
1,0492
MM /g.mol-1
36,5
88,0
18,0
46,0
60,0
Nota:  = densidade; MM = massa molar

Com o auxílio de uma pipeta, transfira três alíquotas de 2,0 mL da solução do
frasco B para três erlenmeyers de 125 mL. Adicionar 30 mL de água destilada e 3 gotas
de fenolftaleina.

Colocar na bureta a solução 0,50 mol/L de NaOH. Titular cada alíquota dos
erlenmeyers até a mudança de cor, anotando o volume de solução de titulante gasto em
cada titulação na Tabela 2.

Repita o procedimento descrito para os frascos de 1 a 7. As titulações de cada
frasco devem ser feitas em triplicata.
3. Apresentação e Discussão dos Resultados
Os resultados obtidos experimentalmente devem ser anotados na Tabela 2.
Tabela 2. Volume de solução de NaOH gasto nas titulações e cálculo do número de
milimol de ácido acético titulado.
_
_
_
(V i  VB ) /mL
Frasco V1/mL V2/mL V3/mL V i /mL
B
====
Número de milimol de
CH3CO2H
2,0 mL
10,0 mL
====
====
1
2
3
4
5
6
7
_
Nota: V i = média aritmética dos volumes de cada titulação
Para calcular o valor de acido acético determinado na titulação de cada frasco,
utiliza-se a equação:
_
_

n  Vi  VB .C NaOH


(3)
onde:
_
V i é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons H+ no
equilíbrio.
_
VB é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido clorídrico
colocado no branco e em cada frasco.
n = número de mol de ácido acético no equilíbrio, para 2 mL da amostra.
Multiplicando-se por 5, tem-se a quantidade molar no volume inicial do tubo.
CNaOH = concentração em mol/L do NaOH.
A quantidade de ácido acético no equilíbrio para 10 mL de solução foi calculada
e consta na Tabela 2. A partir dos valores da quantidade de ácido acético em 10 mL da
Tabela 2, preencha a Tabela 3.
Observe que, na Tabela 3 os valores de concentrações molares dos componentes
colocados no início da reação química já estão calculados, assim é necessário obter o
valor de x para completar a tabela.
Tabela 3. Concentrações molares, em milimol, de cada componente no início da reação
e ao atingir equilíbrio, considerando 10 mL da solução e a indicação do sentido da
reação.
F
Quantidades iniciais
Etanol
Ácido
Acetato
acético
de etila
Quantidades no equilíbrio
Água
Etanol
Ácido
Acetato
acético
de etila
Água
Sentido da
reação
1
0,0
0,0
51,1
265
x
x
51,1 - x
265 - x

2
0,0
0,0
40,8
321
x
x
40,8 - x
321 - x

3
17,2
0,0
40,8
265
17,2 + x
x
40,8 – x
265 - x

4
0,0
17,5
40,8
265
x
17,5 + x
40,8 - x
265 - x

5
51,6
35,0
0,0
265
51,6 – x
35,0 - x
x
265 + x

6
68,8
17,5
0,0
265
68,8 - x
17,5 –x
x
265 + x

7
0
17,5
30,6
321
x
17,5 + x
30,6 - x
321 - x

Nota: Sentido da reação:  hidrólise do éster e/ou  esterificação.
Cálculo de x  quantidade de reagente formado ou consumido até atingir o
equilíbrio.
Considerando o volume de 10 mL de solução devem-se igualar as equações
indicadas na coluna [ácido acético] no equilíbrio da Tabela 3 com o número de milimol
de ácido acético da Tabela 2 para determinar o valor de x, como indicado na Tabela 4.
Tabela 4. Valores de reagente formado ou consumido para atingir o equilíbrio.
tubo
[Ácido acético] equilíbrio
(Ácido acético) titulado
x
1
x
=
28,25
28,25
2
x
=
27,6
27,60
3
x
=
23,4
23,40
4
(17,5 + x)
=
38,525
21,025
5
(35,0 – x)
=
21,475
13,525
6
(17,5 – x)
=
9,0
8,500
7
(17,5 + x)
=
35,525
18,025
Dessa forma, efetuando-se os cálculos indicados na Tabela 3, complete a Tabela
5.
Tabela 5. Concentrações molares de cada componente no início da reação e ao atingir o
equilíbrio (em milimol) considerando 10 mL da solução e a constante de equilíbrio.
F
Quantidades iniciais
Etanol
Ácido
Acetato
acético
de etila
Quantidades no equilíbrio
Água
1
0,0
0,0
51,1
265
2
0,0
0,0
40,8
321
3
17,2
0,0
40,8
265
4
0,0
17,5
40,8
265
5
51,6
35,0
0,0
265
6
68,8
17,5
0,0
265
7
0
17,5
30,6
321
Etanol
Ácido
Acetato
acético
de etila
Água
K
Para calcular o valor de K, substituir diretamente os valores de concentração na
equação 2. Determine a média dos sete valores de constante de equilíbrio calculados.
Apêndice
Cálculo das quantidades em número de mol de cada componente adicionado.
Água: a água total colocada em cada tubo tem duas origens:
a) água adicionada na solução aquosa de ácido clorídrico:
Massa da solução aquosa de HCl = volume x densidade
m = 5,00 x 1,0640 = 5,32 g
massa do HCl = CHCl x VHCl x MMHCL = 3,00 x 5,0x10-3 x 36,5 = 0,547 g
massa de água = 5,32 – 0,547 = 4,772 g
assim o número de mol de água = (4,772 / 18,0) = 0,265 mol
b) nos tubos 2, água pura também foi adicionada:
Para 1,0 mL 
n = (1,0 x 0,99820) / 18,0 = 0,0554 mol
Para cada tubo, multiplicar o valor acima pelo volume adicionado.
Acetato de etila, etanol e ácido acético:
Tabela 6. Quantidades de cada reagente: número de mol = (volume x densidade)/ massa
molar.
Reagente
CH3CO2C2 H5
CH3CH2OH
CH3CO2 H
No de mol
(V x 0,9003) / 88,0
(V x 0,7893) / 46,0
(V x 1,0492) / 60,0
Quantidade em 1 mL
0,0102 mol
0,0172 mol
0,0175 mol
Nota: Para cada tubo, o valor calculado para 1 mL vezes o volume adicionado do
reagente considerado.
Grupo:
Nome
1
2
3
Matrícula