MODELO DE RELATÓRIO EXPERIMENTAL

Experimento n: 01 – EQUILIBRIO QUÍMICO

Integrantes: Juliana Severo costa, Lázaro Zardini, Leandro Antunes, Leiliana de Paulo, Merisnet Ferde, Nayara, Tabata Oliveira, Thiago Madi Martins, Ubirajara de Souza Vieira.

Disciplina: Físico-química II, 2015/1.

1 – Introdução teórica

O Equilíbrio Químico ocorre quando se tem uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade. De acordo com CASTELLAN (1986) “transformações irreversíveis são transformações reais, naturais ou espontâneas”.

Em vez de continuar até que os reagentes acabem e a reação cesse determinadas reações químicas são reversíveis, ou seja, ocorrem em dois sentidos simultâneos, em que os reagentes são transformados em produtos e os produtos são transformados em reagentes ao mesmo tempo.

Se essas reações simultâneas ocorrerem com a mesma taxa de desenvolvimento, isto é, com a mesma velocidade, temos então um equilíbrio químico. Pelo princípio de Le châtelier quando ocorre uma perturbação no sistema, o sentido que ele avança de volta para reestabelecer o equilíbrio é aquele que permite que a perturbação seja parcialmente restaurada.  

Esse equilíbrio químico não é estático, mas sim dinâmico. Apesar de macroscopicamente não ocorrerem alterações e parecer que está estabilizado em certo estado, na realidade as trocas ou compensações entre as partes do sistema ou entre o sistema e a sua vizinhança continuam acontecendo microscopicamente.

Cada reação reversível possui uma constante de equilíbrio característica e que depende somente da temperatura.

Uma reação é favorecida no sentido dos produtos quando ∆ H é negativo, e ocorre desprendimento de gás, ou quando ∆ Sé positivo. Caso ∆ S seja negativo e ∆H positivo, a reação é claramente desfavorecida. (HARRIS, 2012).

HARRIS (2012) diz que quando se tem −∆ H e −∆ S (ou, +∆H e +∆ S) o que definira a reação como favorecida ou não, é a variação Energia Livre de Gibbs.

Quando ∆G° é negativo tem-se que a reação é favorecida, ou seja, espontânea, isto significa que a influência favorável de ∆H°e maior que a influência desfavorável de ∆S°. De forma equivalente quando ∆G° é positivo, tem-se que a reação não e espontânea. Obtêm-se um equilíbrio quando ∆G=0.

O estudo do equilíbrio químico tem uma importância econômica e biológica considerável. Por exemplo, a regulação desse equilíbrio afeta o rendimento dos produtos fabricados nas indústrias químicas e também afeta o funcionamento do organismo humano e dos animais, como no sistema-tampão que o sangue apresenta, mantendo o seu PH estável.

Uma constante de equilíbrio, K, pode ser obtida para a equação geral, aplicando a lei da ação das massas, sendo assim, de acordo com CASTELLAN (1986), a constante de

equilíbrio é dada por::

K=[C ]c [D ]d

[ A ]a [B ]b

Além disso, sabe-se que a energia livre de Gibbs para sistemas em equilíbrio, mantidos a temperatura e pressão constantes, é igual a zero.

A energia livre de reação é a diferença entre as energias livres molares de produtos e reagentes.

Através da constante de equilíbrio é, portanto, possível calcular a energia livre de reação:Δ rG0=−RT lnK

É importante notar, segundo HARRIS (2012), que uma reação com rG° negativa pode ocorrer espontaneamente, mas não significa que esta reação acontecerá com uma velocidade perceptível, uma vez que a velocidade da reação depende da energia livre de ativação. 

2 – Materiais e reagentes

1 Bureta de 50 mL1 Termômetro7 Erlenmeyers de 100 mLPipeta graduada 5, 2 e1 mLÁcido Clorídrico 3,0 mol.L-1

Hidróxido de Sódio 1,0 mol.L-1

FenolftaleínaAcetato de etilaÁcido acético glacialÁlcool etílico

3 – Procedimento experimental

Primeira parte:- Pipetou-se as quantidades indicadas em frascos de 100 mL com tampa. - Mediu-se e anotou-se a temperatura.- Tampou-se os erlenmeyers a fim de evitar a evaporação.- As soluções ficaram em equilíbrio durante uma semana em temperatura ambiente, agitando de vez em quando durante quatro dias.

Segunda parte:- Titulou-se as misturas em equilíbrio com uma solução de NaOH 1,0 mol.L-1,utilizando com indicador a fenolftaleína.

Organização:Foram enumerados sete erlenmeyers com números de 1 a 7. A cada um dos erlenmeyers adicionou-se os seguintes volumes (mL) de soluções mostrados na Tabela 1 que segue:

Tabela 1 – Volume das soluções contidas nos frasco de 1 a 7

Frasco HCl (3molL-1) Ácido Acético Etanol Água Destilada

Acetato de Etila Total

1 5 5 102 5 5 103 5 1 4 104 5 3 2 105 5 1 4 106 5 1 4 107 5 1 4 10

Durante o período de uma semana os frascos foram deixados à temperatura ambiente e diariamente agitados até que o equilíbrio fosse, assim, atingido.Após esse período titulou-se cada uma das soluções com uma solução de NaOH 1molL -1

utilizando-se fenolftaleína como indicador, os volumes titulados de NaOH variaram em cada frasco, como pode-se observar na Tabela 2:

Tabela 2 – volume gasto na titulação

Frasco Volume (mL) NaOH (1mol L-1)

1 14,952 43,053 56,754 36,305 36,566 24,887 58,29

4 – Resultados e discussão

Através das concentrações de produtos e reagentes é possível calcular a constante de equilíbrio, sendo o estudo feito para a esterificação entre o ácido acético e etanol, logo sua constante será:

CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O

K=[CH 3COOC2H 5 ] .[H 2O ]

[C H3COOH ] . [C2H5OH ]

A massa da água em cada frasco é obtida pela soma da água pura adicionada ao sistema à da água pertencente à solução de ácido clorídrico. Assim, podemos determinar a concentração de água no equilíbrio.Os dados do ácido clorídrico utilizado são: pureza de 37,25%; densidade de 1,19 (Kg/L); concentração molar de 3 mol/L.É necessário quantificar a massa de água contida nesse frasco para prosseguir com a determinação da constante. Cálculos:Calculando a massa contida em 250 mL de solução:

3molL

= m36,5gmol−1 .0,250 L

m=27,375 g

Sabendo que:

d . P100

=1mL

Logo, temos:

1,19 kg/L .37,25100

=1mL

0,443 g=1mL

A igualdade acima indica proporcionalidade entre massa e volume. Então, sendo 18,177 g a massa utilizada em 166 mL de solução 3mol/L, temos que:

1 mL -------- 0,443g x mL-------- 27,375g x = 61,795 mL

Este é o volume real de ácido contido nos 250 mL de solução 3 mol/L, portanto o volume de água será a diferença:

Volumede Água=250mL−61,795mLVolumede água=188,205mL

Este é o volume total de água presente em 250 mL da solução 3 mol/L utilizada nos frascos de 1 a 7.Em cada frasco foi adicionado 5mL de solução de ácido clorídrico. Como em 250 mL de solução temos 188,205 mL de água, então:

188,205 mL -------- 250 mLx mL------------------5 mLx = 3,764 mL de água

Considerando que a densidade da água é 0,9982g/mL, o valor acima corresponde a 3,757 g.

Temos então:

Tabela 3 – Massa de água da soluçãoFrasco Massa (g) H2O

1 8,748 g2 3,757 g3 4,755 g4 6,752 g5 3,757 g6 3,757 g7 3,757 g

Em seguida, foi calculada a concentração de ácido acético nos frascos de 2 a 7. Este valor será obtido pela diferença do volume de hidróxido de sódio gasto na titulação da solução do frasco 1 e dos volumes de hidróxido de sódio encontrados nas titulações dos frascos de 2 a 7, já citados na tabela 2.Volume de hidróxido de sódio usado na titulação do ácido clorídrico do frasco 1:

VNaOH = 14,95 mL

Tabela 4 – Volume de CH3COOHFrasco Volume de CH3COOH

2 43,05 mL – 14,95 mL = 28,10 mL3 56,75 mL – 14,95 mL = 41,80 mL4 36,30 mL – 14,95 mL = 21,35 mL5 36,56 mL – 14,95 mL = 21,61 mL6 24,88 mL – 14,95 mL = 9,93 mL7 58,29 mL – 14,95 mL = 43,34 mL

Frasco

Concentração do NaOH (mol/L)

Volume de NaOH (mL)

Volume de CH3COOH (mL)

Concentração de CH3COOH (mol/l)

2 1 14,95 28,10 0,5293 1 14,95 41,80 0,6264 1 14,95 21,35 0,4585 1 14,95 21,61 0,5916 1 14,95 9,93 0,2857 1 14,95 43,34 0,635

Tabela 5 – Concentração e volume do NaOH e CH3COOH

Considerando o avanço da reação ξ no equilíbrio, calculou-se as concentrações dos reagentes e dos produtos.

C H3COOH+C2H 5OH↔CH3COOC2H5+H 2O

Tabela 6 – Avanço da reaçãoCH3CO

OHC2H5O

HCH3COOC2

H5 H2OINICIO 1 mol 2 mol 0 0

EQUILIBRIO 1-ξ mol 2-ξ mol ξ mol ξ mol

Cálculo das concentrações no equilíbrio: Média das concentrações do ácido acético: 0,520 mol L-1

Cálculo do avanço da reação no equilíbrio a partir da concentração do ácido acético:

0,520mol L−1= 1−ξmol10.10−3 L

ξ=0,995mols

O número de mols de etanol é igual ao número de mols do ácido acético, então, conclui-se que a concentração deles é a mesma, no equilíbrio:

[CH 3COOH ]=[C2H 5OH ]=0,510mol L−1

A partir do avanço pode-se calcular a concentração molar do acetato de etila:

[CH 3COOC2H 5 ]= ξ10.10−3L

[CH 3COOC2H 5 ]=0,995mols10.10−3 L

[CH 3COOC2H5 ]=¿ 0,99 mol L-1

Tabela 7 – Concentrações no equilíbrioCONCENTRAÇÕES NO EQUILIBRIO (mol L-1)

CH3COOH CH3CH2OH CH3COOC2H50,51 0,51 0,99

Usando a seguinte equação para se calcular a constante de equilíbrio:

K=[CH 3COOC2H 5 ] .[H 2O ]

[C H3COOH ] . [C2H5OH ]

K= 0,99mol L−1 .1mol L−1

0,51mol L−1 .0,51mol L−1

K=3,81

A partir do valor obtido de K, calculou-se a energia de Gibbs padrão, ∆G0 para o processo. Considerando a temperatura ambiente 30 ºC (303,15 K) e R=8,314 J mol-1 K-1. Têm-se:

ΔrG0=−RT lnKΔG0=−4149,82 J mol−1 = -4,150 KJ mol-1

Problema: Quando 1 mol de ácido acético é misturado com 2 moles de etanol, cerca de 0,85 mol de água é formada no equilíbrio a 100ºC. Qual a constante de equilíbrio nestas condições e o valor de ∆RG°?

No equilíbrio teremos as seguintes condições:

CH3COOH C2H5OH

CH3COOC2H5 H2O

INICIO 1 mol 2 mols 0 0EQUILIBRI 1 - 0,85 2 - 0,85 0,85 0,85

O mol mol mol mol

Portanto, tem-se que o valor da constante de equilíbrio é:

K=[CH 3COOC2H 5 ] .[H 2O ]

[C H3COOH ] . [C2H5OH ]

Efetuando o cálculo proposto chega-se ao valor de K = 4,19Quanto ao valor de o valor de ∆rG0 calculou-se pela equação: ΔrG0=−RT lnK

Considerando a temperatura de 100ºC obteve-se:∆rG0 = -4.443 J/mol ou 4,443 KJ/mol

5 – Conclusão

Esta experiência realizada no laboratório de Química demonstrou na prática as propriedades de um sistema fechado em equilíbrio. A reação química estudada é reversível e sendo assim, os átomos se rearranjam nas duas direções para formarem reagentes e produtos. Porém, torna-se imperioso analisar a energia livre de Gibbs porque é por meio desta que se determina a espontaneidade, ou não, da reação. Os cálculos da constante de equilíbrio mostraram que a concentração dos produtos é maior do que a concentração dos reagentes, comprovando que a reação ocorre espontaneamente no sentido da formação dos produtos. Outro detalhe importantíssimo, que confirma a espontaneidade da reação no sentido da formação dos produtos, é o valor negativo encontrado da Energia Livre de Gibbs (ΔG0<0¿. Na verdade, isso ocorre em virtude de os átomos da reação terem buscado um rearranjo, procurando uma diminuição de sua energia potencial química. Por conseguinte, a energia potencial final da reação tornou-se menor do que a energia inicial.

6 – Referências

HARRIS, DANIEL C. Analise Química quantitativa, 8° edição, Rio de janeiro, LTC, 2012

CASTELLAN, GILBERT. Fundamentos de Físico- químico, Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.