UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS

INSTITUTO DE QUÍMICA

LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA

ENGENHARIA DE ALIMENTOS

08- Equilíbrio Químico em Soluções

Discentes:Nidia Barbosa Gonçalves

Maryana Moreira Viana

Wanessa Soares Machado

Disciplina: Fisíco-Química Experimental.

Docente: Tatiana Duque Martins.

Curso: Engenharia de Alimentos.

Goiânia 09 de maio de 2011.

1.INTRODUÇÃO

1.1) Acetato de etila

O acetato de etila, também conhecido como éster acético ou, de acordo com a

nomenclatura oficial da IUPAC, etanoato de etila, é um éster orgânico, incolor e

aromático, usado na fabricação de aromatizantes, essências artificiais de frutas, em

produtos farmacêuticos, em plásticos de nitrocelulose, entre outros usos. (1) Sua fórmula

química é CH3COOC2H5 ou, formalmente, C4H8O2.

1.2) Esterificação: obtenção do acetato de etila

Como qualquer éster, o acetato de etila pode ser obtido através de uma reação de

esterificação entre um ácido carboxílico - o ácido acético - e um álcool - o etanol -, em

condições favoráveis para a ocorrência da reação. Apenas a mistura do ácido com o

álcool não garante que a reação ocorra; para isto, deve-se adicionar um ácido mineral,

como ácido sulfúrico ou ácido clorídrico, que funcionam como catalisador, provocando

a formação do éster e de água (2):

C H 3 COOH+C2 H 5OH H→

+¿C H 3C OO C2 H 5+H 2O ¿

Porém, esta reação caminha para um estado de equilíbrio entre produtos e reagentes, e,

portanto, a reação inversa também ocorre em meio ácido. A reação oposta à

esterificação é chamada de hidrólise do éster (2):

C H 3 COO C2 H 5+ H 2O H↔

+¿C H 3 COOH+C2 H 5OH ¿

1.3) Reações de hidrólise

Reações de hidrólise podem ser definidas por reações de quebra de uma molécula por

água, ou, mais especificamente, reações em que a água efetua uma dupla troca com uma

determinada substância. Na Química Orgânica, hidrólise inclui reações de saponificação

de ácidos graxos e ésteres, inversão de açúcares e quebra de proteínas. Também são

consideradas reações de hidrólise as reações que ocorrem por adição de ácidos minerais

ou álcalis na água, catalisando a reação.

Além de álcalis e ácidos, há também reações de hidrólise catalisadas por enzimas.

Estas ocorrem naturalmente em organismos vivos, em processos como a digestão dos

alimentos (que é caracterizada pela quebra de moléculas para absorção de nutrientes).

1.4) Hidrólise do acetato de etila

A hidrólise do acetato de etila é extremamente lenta em água, porém, é catalisada com

a adição de íons H+. Como a reação é reversível, a velocidade da reação de hidrólise é

dada pela diferença entre a velocidade de decomposição do éster e a velocidade da

formação do acetato.

A constante termodinâmica de euilibrio, K, é definida em termo das atividades dos

vários componentes do sistema. Para as soluções diluídas, consideradas ideais, as

constantes de equilíbrio são calculadas simplesmente em termo das concentrações dos

reagentes e dos produtos.

1.5) Reação de esterificação A reação de esterificação é considerada uma reação reversível de álcool junto com um ácido orgânico ou inorgânico, produzindo éster e água. Já quando areação é inversa, ela é denominada hidrólise do éster. 

O equilíbrio pode ser deslocado para o lado do éster, quando se ajunta com o desidratante. Durante o experimento ficou comprovado que na reação de esterificação o oxigênio do grupo OH do álcool continua na molécula do éster e o oxigênio do grupo OH do ácido é eliminado sob a forma de H2O (água), produzindo a reação de um álcool marcado:

Com ácido, observa-se a forma do éster marcado, e não água, contendo assim O – 18.Para acelerar a reação, usa-se o ácido como catalisador.

1.6) Constante de equilíbrio

        O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio.A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reações direta e inversa.

        Recordando que para uma reação qualquer do tipo

        aA        +        bB        =         cC        +        dD

        A velocidade da reação é dada por

        V = k.[A]a.[B]b

        Devemos lembrar que estas concentrações são aquelas obtidas durante o equilíbrio químico, ou seja, são constantes.         A partir disso podemos elaborar uma regra geral para obtermos a equação da constante de equilíbrio:

        Para qualquer equação do tipo :

        aA        +        bB        =         cC        +        dD

        A constante de equilíbrio pode ser obtida por:

        E a espécie que for sólida ou H2O não é considerada.

        A unidade da constante de equilíbrio é geralmente expressa em (mol/L)x onde x é o resultado aritmético da expressão das letras minúsculas (c+d-a-b).

O experimento teve objetivo a determinação da constante de equilíbrio de hidrólise de

um éster em solução.

2. MATERIAIS E MÉTODOS

2.1) Materiais

- Frascos de vidro com tampa

- Bureta

- Erlenmeyers

- Béquer(50mL)

- Pipeta volumétrica

-Pêra

2.2) Soluções

- Solução de Hidróxido de Sódio(NaOH 0,5mol L-1)

- Ácido Acético

- Água destilada

3) Métodos Experimental

Com as soluções devidamente selecionadas pegou-se então a solução 5 e pipetou-se

(10mL) em uma erlenmeyer, esse procedimento foi realizado em triplicata, feito isso,

adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína nos mesmos e em seguida titulou-se com uma

solução de NaOH e anotou-se os seus volumes respectivamente.

O procedimento citado acima foi realizado também para as soluções 6 e 7.

3. RESULTADOS

3.1) Resultados

Grupo Solução Volume

1

1

11

12

6,1

-

9,4

2

2

3

4

18,4

17,6

15,6

3

5

6

7

20,3

15,6

25,8

4

8

9

10

16,7

18,0

Amostra 5 Amostra 6 Amostra 7

Volume 1: 20,5 mL Volume 1: 15,6 mL Volume 1:26,0 mL

Volume 2: 19,5 mL Volume 2:15,7 mL Volume 2:26,2mL

Volume 3: 20,8 mL Volume 3: 15,4 mL Volume 3:25,3 ml

Media:20,3 ml Média:15,6 mL Média:25,8 mL

3.2) Discussão

4. CONCLUSÃO

Comparando os volumes gastos nas amostras 6 e 12 podemos observar que o volume

gasto de NaOH foi maior na solução 6, isso se deve ao fato de que a solução 6 foi

preparada dias antes do experimento, ou seja, estava em equilíbrio sendo que a solução

12 foi preparada durante a realização do experimento, não estando assim em equilíbrio.

5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.

5 ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida e o

meio ambiente. Tradução de Ignez Caracelli (et al). Porto Alegre: Bookman,

2001. Pág. 653.

http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade03.pdf

http://proquimica.iqm.unicamp.br/introteo.htm