Equilíbrio Química Em Solução

1. INTRODUÇÃO

1.1. Equilíbrio Químico

Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Temos um equilíbrio dinâmico quando uma reação atingiu o equilíbrio, mas a reações direta e inversa continuam a ocorrer, mas os reagentes e produtos estão sendo consumidos e recuperados com a mesma velocidade. O resultado é que a composição da mistura de reação permanece constante.

O princípio necessário para existir equilíbrio em uma solução é a reversibilidade da reação envolvida, isto é, a reação deve ocorre tanto no seu sentido direto como no inverso. Em uma situação de equilíbrio químico, as velocidades das reações direta e inversa são equivalentes. Como consequência, as concentrações de reagentes e produtos permanecerem constantes após um determinado intervalo de tempo que pode ser curto ou não. Chamamos de reação direta aquela que acontece no sentido da produção de produtos. A outra reação, denominada reação inversa é aquela que ocorre no sentido da produção de reagentes.

Os critérios que identificam um equilíbrio químico são:

1 – A reação direta e a reação inversa estão ocorrendo.

2 – Elas estão fazendo isso na mesma velocidade (logo, não existe mudança aparente).

1.2. A constante de equilíbrio

A constante de equilíbrio é expressa em termos de atividade. Contudo, a ausência de informações acerca das atividades dos componentes impõe a utilização de uma constante de equilíbrio aparente, onde a solução é considerada ideal. Desta maneira, os coeficientes de atividades são iguais a unidade. Por exemplo, na reação:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

A constante de equilíbrio aparente, K, é dada por:

K = nD . nC / nA . nB

onde n é o número de mols das substâncias A, B, C e D consideradas. Ou seja, neste caso a determinação da constante K consiste simplesmente na determinação do número de mols de cada componente no sistema em equilíbrio.

2. OBJETIVOS

 Determinar a constante de equilíbrio de uma reação em solução.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. MATERIAS E REAGENTES

• 7 erlenmeyes

• Bureta de 50 mL

• Pipetas de 5, 2 e 1 mL

• Solução de HCl 1,0 mol/L

• Solução de NaOH 0,5 mol/L

• Acetato de etila

• Ácido acético glacial

• Álcool etílico

• Fenolftaleína

3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE I

1) Preparou-se as soluções de HCl 1,0 mol/L e de NaOH 0,5 mol/L e em seguida padronizou-se as soluções preparadas.

2) Em seguida, preparou-se 7 soluções de acordo com a tabela abaixo:

Frasco HCl 1,0mol/L Ac. de etila Água Etanol Ác. acético

1 5mL - 5mL - -

2 5mL 5mL - - -

3 5mL 4mL 1mL - -

4 5mL 2mL 3mL - -

5 5mL 4mL - 1mL -

6 5mL 4mL - - 1mL

7 5mL - - 4mL 1mL

(g/mL) 1,0645 0,9003 0,9982 0,7983 1,0492

3) Fecharam-se os frascos muito bem a fim de evitar a evaporação. E em seguida, os frascos foram guardados por uma semana para que o equilíbrio fosse alcançado.

PARTE II

1) Titulou-se as soluções dos erlenmeyers com o hidróxido de sódio previamente padronizado utilizando como indicador a fenolftaleína.

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

 Padronização da solução de HCl 1,0 mol/L e da solução de NaOH 0,5 mol/L

Após a preparação da solução de HCl foi necessário padroniza-la com o tetraborato de sódio (Na2B4O7•10H2O), o bórax, como é mais conhecido, como padrão primário. Adicionou-se 25 mL do bórax a três erlenmeyers e utilizou-se como indicador o vermelho de metila.

Os volumes gastos na padronização do HCl foram: 2,6 mL, 2,6 mL e 2,8 mL. A concentração obtida para o HCl preparado posteriormente foi:

C1 x V1 = C2 x V2

C1 = 0,1 mol/L x 25 mL / 2,66 mL

C1 = 0,939 mol/L

Após padronizar a solução de HCl, utilizamos o mesmo para padronizar a solução de NaOH. Adicionou-se 10 mL do NaOH a três erlenmeyers e utilizou-se como indicador a fenolftaleína.

Os volumes gastos na padronização do NaOH foram: 19,5 mL, 19,0 mL e 21,0 mL. A concentração obtida para o NaOH preparado posteriormente foi:

C1 x V1 = C2 x V2

C1 = 0,939 mol/L x 10 mL / 19,8 mL

C1 = 0,47 mol/L

 Tratamento de dados

Após a padronização das soluções de HCl e NaOH preparou-se as soluções “problemas” de acordo com a tabela fornecida. Após o preparo as soluções foram postas em frascos escuros e guardados por uma semana.

Após uma semana, as soluções foram tituladas utilizando o NaOH 0,47 mol/L utilizando como indicador a fenolftaleína. Obteve-se os valores gastos de NaOH e subtraiu-se o volume de hidróxido de sódio gasto na solução do frasco 1 do volume de hidróxido de sódio gasto nas respectivas titulações de cada um dos frascos:

Solução Volume de NaoH (mL)

Frasco 1 2,55

Frasco 2 15,05 12,5

Frasco