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. CH3COOCHCH3 + HO CH3COOH + CH3CHOH (1) Acetato de etila água ácido acético 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 3COH C H5OH CH CO C H H O () 3 5
onde: [CH3COH] = concentração molar do ácido acético no equilíbrio [CH3CHOH] = concentração molar do etanol no equilíbrio [CH3COCH5] = concentração molar do acetato de etila no equilíbrio [HO] = concentração molar da água no equilíbrio A constante de equilíbrio pode apresentar valores muito maiores do que 1 (> 10 3 ). 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.. Parte Experimental.1 Materiais 8 tubos de vidro com tampa Solução padronizada 0,50 mol/l de NaOH Pipetas de ; 5 e 10 ml Solução 3 mol/l de HCl 3 erlenmeyers de 15 ml Solução de fenolftaleína Bureta de 5 ml Acetato de etila Proveta de 50 ml Etanol Água destilada Ácido acético
. 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 de HCl / ml Acetato de etila / ml Água / ml Etanol / ml Ácido acético/ml B 5,0 0,0 5,0 0,0 0,0 1 5,0 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 3,0,0 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 0,998 0,7893 1,049 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,0 ml da solução do frasco B para três erlenmeyers de 15 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. 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. Tabela. Volume de solução de NaOH gasto nas titulações e cálculo do número de milimol de ácido acético titulado. Frasco V1/mL V/mL V3/mL V i /ml ( V i V B ) /ml Número de milimol de CH3COH,0 ml 10,0 ml B ==== ==== ==== 1 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 CNaOH (3) onde: V i é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons H + no equilíbrio. V é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido clorídrico B colocado no branco e em cada frasco. n = número de mol de ácido acético no equilíbrio, para 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. A partir dos valores da quantidade de ácido acético em 10 ml da Tabela, 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 Quantidades no equilíbrio Etanol Ácido Acetato Água Etanol Ácido Acetato Água Sentido da acético de etila acético de etila reação 1 0,0 0,0 51,1 65 x x 51,1 - x 65 - x 0,0 0,0 40,8 31 x x 40,8 - x 31 - x 3 17, 0,0 40,8 65 17, + x x 40,8 x 65 - x 4 0,0 17,5 40,8 65 x 17,5 + x 40,8 - x 65 - x 5 51,6 35,0 0,0 65 51,6 x 35,0 - x x 65 + x 6 68,8 17,5 0,0 65 68,8 - x 17,5 x x 65 + x 7 0 17,5 30,6 31 x 17,5 + x 30,6 - x 31 - 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 para determinar o valor de x.
Tabela 4. 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 Quantidades no equilíbrio Etanol Ácido acético Acetato de etila Água Etanol Ácido acético Acetato de etila Água K 1 0,0 0,0 51,1 65 0,0 0,0 40,8 31 3 17, 0,0 40,8 65 4 0,0 17,5 40,8 65 5 51,6 35,0 0,0 65 6 68,8 17,5 0,0 65 7 0 17,5 30,6 31 Para calcular o valor de K, substituir diretamente os valores de concentração na equação. 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 = 5,3 g massa do HCl = CHCl x VHCl x MMHCL = 3,00 x 5,0x10-3 x 36,5 = 0,547 g massa de água = 5,3 0,547 = 4,77 g assim o número de mol de água = (4,77 / 18,0) = 0,65 mol b) nos tubos, água pura também foi adicionada: Para 1,0 ml n = (1,0 x 0,9980) / 18,0 = 0,0554 mol Para cada tubo, multiplicar o valor acima pelo volume adicionado. Acetato de etila, etanol e ácido acético: Tabela 5. Quantidades de cada reagente: número de mol = (volume x densidade)/ massa molar.
Reagente CH3COC H5 CH3CHOH CH3CO H N o de mol (V x 0,9003) / 88,0 (V x 0,7893) / 46,0 (V x 1,049) / 60,0 Quantidade em 1 ml 0,010 mol 0,017 mol 0,0175 mol Nota: Para cada tubo, o valor calculado para 1 ml vezes o volume adicionado do reagente considerado.