[1] O documento apresenta um relatório experimental sobre o equilíbrio químico da reação de esterificação entre ácido acético e etanol. [2] Foram realizadas titulações de soluções em equilíbrio para calcular as concentrações dos reagentes e produtos e determinar a constante de equilíbrio K. [3] O valor obtido para K foi de 1,94, indicando que a reação ocorreu no sentido de formação do produto acetato de etila.

1. 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 ∆𝑆 é 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

2. 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:
Δ𝑟𝐺0 = −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 mL
1 Termômetro
7 Erlenmeyers de 100 mL
Pipeta graduada 5, 2 e1 mL
Ácido Clorídrico 3,0 mol.L-1
Hidróxido de Sódio 1,0 mol.L-1
Fenolftaleína
Acetato de etila
Ácido acético glacial
Álcool 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

3. Frasco HCl (3molL-1
) Ácido Acético Etanol
Água
Destilada
Acetato de
Etila
Total
1 5 5 10
2 5 5 10
3 5 1 4 10
4 5 3 2 10
5 5 1 4 10
6 5 1 4 10
7 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 14,95
2 43,05
3 56,75
4 36,30
5 36,56
6 24,88
7 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 𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐂 𝟐 𝐇 𝟓].[𝐇 𝟐 𝐎]
[ 𝐂𝐇 𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇].[𝐂 𝟐 𝐇𝟓 𝐎𝐇]
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:
3 𝑚𝑜𝑙
𝐿
=
𝑚
36,5 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1.0,250𝐿

4. 𝒎 = 𝟐𝟕, 𝟑𝟕𝟓 𝒈
Sabendo que:
𝑑. 𝑃
100
= 1𝑚𝐿
Logo, temos:
1,19𝑘𝑔/𝐿. 37,25
100
= 1𝑚𝐿
0,443𝑔 = 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:
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 Á𝑔𝑢𝑎 = 250𝑚𝐿 − 61,795𝑚𝐿
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 á𝑔𝑢𝑎 = 188,205 𝑚𝐿
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 mL
x mL------------------5 mL
x = 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 solução
Frasco Massa (g) H2O
1 8,748 g
2 3,757 g
3 4,755 g
4 6,752 g
5 3,757 g
6 3,757 g
7 3,757 g

5. 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 CH3COOH
Frasco Volume de CH3COOH
2 43,05 mL – 14,95 mL = 28,10 mL
3 56,75 mL – 14,95 mL = 41,80 mL
4 36,30 mL – 14,95 mL = 21,35 mL
5 36,56 mL – 14,95 mL = 21,61 mL
6 24,88 mL – 14,95 mL = 9,93 mL
7 58,29 mL – 14,95 mL = 43,34 mL
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.
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5 + 𝐻2 𝑂
Tabela 6 – Avanço da reação
CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 H2O
INICIO 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:
0,520 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 =
1 − 𝜉 𝑚𝑜𝑙
10. 10−3 𝐿
𝝃 = 𝟎, 𝟗𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒔
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 𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯] = [ 𝑪 𝟐 𝑯 𝟓 𝑶𝑯] = 𝟎, 𝟓𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏
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 0,529
3 1 14,95 41,80 0,626
4 1 14,95 21,35 0,458
5 1 14,95 21,61 0,591
6 1 14,95 9,93 0,285
7 1 14,95 43,34 0,635

6. A partir do avanço pode-se calcular a concentração molar do acetato de etila:
[ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5] =
𝜉
10.10−3 𝐿
[ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5] =
0,995 𝑚𝑜𝑙𝑠
10. 10−3 𝐿
[ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐶2 𝐻5] = 0,99 mol L-1
Tabela 7 – Concentrações no equilíbrio
CONCENTRAÇÕES NO EQUILIBRIO (mol L-1)
CH3COOH CH3CH2OH CH3COOC2H5
0,51 0,51 0,99
Usando a seguinte equação para se calcular a constante de equilíbrio:
K =
[CH3COOC2H5].[H2O]
[CH3COOH].[C2H5OH]
K =
0,99 mol 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 𝑙𝑛𝐾
𝚫𝑮 𝟎 = −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 0
EQUILIBRIO
1 - 0,85
mol
2 - 0,85
mol
0,85
mol
0,85
mol
Portanto, tem-se que o valor da constante de equilíbrio é:
K =
[CH3COOC2H5].[H2O]
[CH3COOH].[C2H5OH]
Efetuando o cálculo proposto chega-se ao valor de K = 4,19
Quanto 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

7. 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.