CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO

UFMA – UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO

CCET – CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA

CURSO: QUÍMICA INDUSTRIAL

DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA II

PROFESSORA: ISAIDE RODRIGUES

ALUNO: MATHEUS DUARTE COELHO 2012019448

RELATÓRIO

EXPERIMENTO 1°: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO

São Luís

2012

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO

1. OBJETIVO:

Determinar a constante de equilíbrio da reação entre ácido acético e etanol.

2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:

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 - ΔH), a variação de Entropia (grau de desordem do sistema - ΔS) e a temperatura (T).

Nestas condições, a variação de energia livre de Gibbs para um sistema é fornecido por

Considerando que a variação de entropia total do sistema é igual a:

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:

Combinando as equações observa-se que a energia livre de Gibbs para sistemas em equilíbrio, mantidos a temperatura e pressão constantes, é igual a zero:

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:

A energia livre padrão de Gibbs para a reação é definida como:

Para um sistema em equilíbrio, DG = 0, resulta em:

Como G0 é constante para uma dada temperatura e pressão, esta expressão se torna:

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 Reagentes e Soluções:

♦Solução aquosa de HCl (3 mol/L).

♦ Solução aquosa de NaOH (2,0 mol/L)

♦Fenolftaleína

♦Acetato de Etila

♦Ácido Acético Glacial

♦Álcool Etílico (etanol)

3.2 Procedimento

Enumerou-se 7 (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 a seguir:

Frasco Hcl