Relatório exp. 01

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Relatório exp. 01

  1. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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.

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