UFMA – Universidade Federal do Maranhão CCET – Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Curso: Engenharia Química Disciplina: Físico-Química II Professora: Isaide Rodrigues
Relatório de Laboratório Experimento I: Constante de Equilíbrio e energia livre de Gibbs de uma reação
Alunos: Bianca Cordeiro - 2010025437 Jeovan Araújo - 2011009447 Yaucha Vieira - 2011004870
São Luís -2012-
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO
1. OBJETIVO: A realização de tal experimento consiste em analisar o estado de equilíbrio que ocorre entre o ácido acético e o etanol durante a reação química e assim, observar a tendência que os átomos do sistema possuem em permanecerem na forma de reagentes ou se rearranjarem na forma de produtos. Para mensurar essa tendência em um sistema fechado, determinou-se a constante de equilíbrio da reação, mantendo-se constante a temperatura e a pressão.
2. INTRODUÇÃO: Algumas reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis, ou seja, a tendência que os reagentes têm para formar os produtos é a mesma que os produtos têm para restaurar os reagentes. Essa situação permite um estado de equilíbrio entre as espécies envolvidas, fazendo com que reagentes e produtos, em determinadas condições de temperatura e concentração, coexistam em equilíbrio no interior de sistemas fechados. Dessa forma, o aspecto comum de um equilíbrio é a ausência de uma tendência de mudar a direção da reação para a direta ou inversa. Isso significa que termodinamicamente, a variação da entropia total (o grau de desordem) no sistema é igual a zero:
Se a variação da entropia do sistema não fosse igual a zero, a direção direta ou inversa poderia acontecer. Observando a composição da mistura reacional durante o equilíbrio químico, ou seja, quando a variação da entropia é nula, pode-se determinar a tendência da reação de ocorrer no sentido direto ou inverso. As concentrações do sistema na situação de equilíbrio correspondem ao mínimo de energia livre de Gibbs da reação. Para sistemas isotérmicos de composição e pressão constantes, a energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica que verifica o grau de espontaneidade de uma reação. Para isso, leva em consideração outras funções de estado do sistema, como a variação de Entalpia (quantidade de energia do sistema - ∆H), a variação de Entropia (grau de desordem do sistema - ∆S) e a temperatura (T).
Nestas condições, a variação de energia livre de Gibbs para um sistema é fornecido por:
G = H - TS
Equação (1)
Considerando que a variação de entropia total do sistema é igual a
Equação (2)
e no equilíbrio a variação de entropia total é igual a zero (
, a variação da
entropia padrão da substância é dado em função da variação de entalpia e da temperatura:
Equação (3)
Substituindo a equação (3) na equação (1), observa-se que a energia livre de Gibbs para sistemas em equilíbrio, mantidos a temperatura e pressão constantes, é igual a zero:
G = H - T
→
G = 0 (para temperatura e pressão constantes)
Diante disso, as características e a composição das misturas reacionais são estudadas sob a ótica do potencial químico. O potencial químico (µ) é uma medida da variação na energia de Gibbs do sistema com a variação na sua composição (quantidade de matéria):
( ) Para qualquer reação química existe um ponto de equilíbrio no qual não há tendênciada reação prosseguir ou regredir. Embora o ponto de equilíbrio da maioria das reações químicas esteja muito deslocado para o lado direito ou para o lado esquerdo da reação, o ponto verdadeiro de equilíbrio pode ser calculado.
Seja uma reação química representada pela seguinte equação geral:
aA + bB ↔ cC + dD Uma constante de equilíbrio, K, pode ser obtida para a equação geral, aplicando a lei da ação das massas:
[] [ ] [ ] [] Assim, a constante de equilíbrio K para substâncias puras pode ser dada pela razão entre as concentrações molares dos produtos e dos reagentes de uma reação química. A energia livre de Gibbs para um componente i pode ser expresso em termos de atividade usando a equação:
Gi = Gºi + RT ln ai Portanto, as energias livres de Gibbs para os constituintes da reação geral dada acima são:
aGA = aGºA + aRT ln aA bGB = bGºB + bRT ln aB cGC = cGºC + cRT ln aC dGD = dGºD + dRT ln aD A variação da energia de Gibbs para esta reação é:
G = cGC + dGD - aGA - bGB
A energia livre padrão de Gibbs para a reação é definida como:
Para um sistema em equilíbrio, DG = 0, resulta em:
- Go = RT ln
Como G0 é constante para uma dada temperatura e pressão, esta expressão se torna:
G
0
= - RT ln K’
Onde: K’ =
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.1 Reagentes e Soluções: - Solução aquosa de HCl
(Isofar Industria e Comercio de Produtos
Quimicos, Ltda, de pureza de 37%, densidade de 1,19 (Kg/L) e concentração molar de 3 mol/L). - Solução aquosa de NaOH (1,0 mol/L) - Fenolftaleína - Acetato de Etila - Ácido acético glacial - Álcool Etílico (etanol)
3.2 Procedimento 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)
1 2 3 4 5 6 7
7 7 7 7 7 7 7
Ácido Acético Glacial 2 2
Etanol
Água Destilada Acetato de Etila
5 2 4 2 7
5 5 3 5 7
Total 14 14 14 14 14 14 14
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 2 3 4 5 6 7
25.3 66.8 35.6 31.3 40.4 49.8 7.7
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES: Para a situação em que o sistema encontra-se em equilíbrio podemos calcular o valor da constante de equilíbrio através das concentrações dos produtos e dos reagentes, à temperatura e pressão constantes. No caso específico da reação do ácido acético com etanol formando acetato de etila e água, tem-se:
CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O
][] [[ ][] Para o cálculo da constante de equilíbrio é necessário determinar a massa de água em cada frasco. Essa massa de água é igual a soma da água utilizada para diluir a solução de ácido clorídrico e a água adicionada a mistura em alguns frascos. Assim, podemos determinar a concentração de água no equilíbrio.
O ácido clorídrico utilizado em laboratório é da empresa Isofar Industria e Comercio de Produtos Quimicos, Ltda. Possui pureza de 37,25%, densidade de 1,19 (Kg/L) e concentração molar de 3 mol/L. Faz-se necessário determinar a massa de água contida nessa solução original para ser usada nos cálculos posteriores. Cálculos: Precisamos calcular a massa do ácido 3 mol/L contido no volume de 250 mL:
Para calcularmos a massa de ácido presente em um certo volume de solução utilizamos a seguinte relação:
Onde, d corresponde a densidade e P a pureza do ácido concentrado utilizado. Sendo a densidade igual a 1,19 kg/L e pureza igual a 37,25%, temos:
O sinal de igualdade da equação acima representa uma equivalência entre massa e volume, ou seja, em 1 mL de ácido concentrado temos 0,44 g do ácido. 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:
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 7mL 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------------------7 mL
x = 5,270 mL de água Considerando que a densidade da água é 1g/mL, o valor acima corresponde a 5,270 g. Temos então: Tabela 3 – Massa de água da solução
Frasco
Massa (g) H2O
1
5,270 g
2
5,270 g
3
5,270 g
4
9,270 g
5
7,270 g
6
5,270 g
7
12,270 g
Em seguida, foi calculada a concentração de ácido acético nos frascos de 1 a 6. Este valor será obtido pela diferença do volume de hidróxido de sódio gasto na titulação da solução do frasco 7 e dos volumes de hidróxido de sódio encontrados nas titulações dos frascos de 1 a 6, já citados na tabela 2.
Volume encontrado na titulação de hidróxido de sódio
Volume de hidróxido de sódio usado na titulação do ácido clorídrico do frasco 7:
VNaOH = 7,7 mL Tabela 4 – Volume de CH3COOH
Frasco
Volume de CH3COOH
1
25,3 mL – 7,7 mL = 17,6 mL
2
66,3 mL – 7,7 mL = 58,6 mL
3
35,6 mL – 7,7 mL = 27,9 mL
4
31,3 mL – 7,7 mL = 23,6 mL
5
40,4 mL – 7,7 mL = 32,7 mL
6
49,8 mL – 7,7 mL = 42,1 mL
Tabela 5 – Concentração e volume do NaOH e CH 3COOH
Frasco
Concentração do NaOH (mol/L)
Volume de NaOH (mL)
Volume de CH3COOH (mL)
Concentração de CH3COOH (mol/l)
1 1 1 1 1 1
7,7 7,7 7,7 7,7 7,7 7,7
17,6 58,6 27,9 23,6 32,7 42,1
0,438 0,131 0,276 0,326 0,235 0,183
1 2 3 4 5 6
Considerando
o
avanço
da
reação
ξ
no
equilíbrio,
calculou -se
concentrações dos reagentes e dos produtos.
Tabela 6 – Avanço da reação
CH3COOH C2H5OH CH3COOC2H5 INICIO 1 mol 1 mol 0 EQUILIBRIO 1-ξ mol 1-ξ mol ξ mol
H2O 0 ξ mol
Cálculo das concentrações no equilíbrio:
Média das concentrações do ácido acético: 0,310 mol L -1
as
Cálculo do avanço da reação no equilíbrio a partir da concentração do ácido acético:
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:
[] [] A partir do avanço pode-se calcular a concentração molar do acetato de etila:
[] [] [] 0,71
-1
mol L
Tabela 7 – Concentrações no equilíbrio
CH3COOH 0,31
CONCENTRAÇÕES NO EQUILIBRIO (mol L-1) CH3CH2OH CH3COOC2H5 0,31 0,71
Usando a seguinte equação para se calcular a constante de equilíbrio:
][] [[ ][ ] A partir do valor obtido de K, calculou-se a energia de Gibbs padrão, ∆G 0 para o processo. Considerando a temperatura ambiente 30 ºC (303,15 K) e R=8,314 J mol -1 K-1. Têm-se:
= -5,041
-1
KJ mol
5. CONCLUSÃO: Com o experimento realizado, pôde-se analisar as propriedades do sistema fechado na condição de equilíbrio. A reação química estudada é reversível e por isso, há uma tendência de os átomos se rearranjarem na direção de formação dos reagentes e dos produtos. Entretanto, é necessário analisar a energia livre de Gibbs da reação, com o intuito de determinar a sua espontaneidade e assim, o sentido em que ela ocorre. Com os cálculos da constante de equilíbrio verificou-se que a concentração dos produtos é maior do que a concentração dos reagentes, o que prova que a reação ocorre espontaneamente no sentido de formação dos produtos. Além disso, outro fato que confirma a espontaneidade da reação em tal sentido foi o valor negativo encontrado da Energia Livre de Gibbs (
. Isso ocorre em virtude de os átomos da reação se rearranjarem
na tentativa de diminuir a sua energia potencial química e, por isso, a energia potencial final da reação é menor do que a energia inicial.
6. REFERÊNCIAS
Atkins, P., De Paula, J, Físico-Química, 8ª Ed., vol. 1, cap. 9: Equilíbrio químico. Castellan, G., Fundamentos de FísicoQuímica.
Atkins, P., De Paula, J, Físico-Química, 8ª Ed., vol. 2, cap. 9: Equilíbrio químico. Castellan, G., Fundamentos de FísicoQuímica.
Castellan, Gilbert.
Fu n da m en to s
de
Fí si co -Quí m ic a.
Rio de
Janeiro: LTC, 2011.
http://bioquimica.ufcspa.edu.br/pg2/pgs/quimica/energilivre.pdf (Data e Horário de acesso: 21/01/2013 às 16:23)
