experimento: destilaÇÃo fracionada

FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL

2

Universidade Federal do Pará

Reitor

Carlos Edilson Maneschy

Vice-Reitor

Horácio Schneider

Pró-Reitor de Planejamento e Desenvolvimento

Erick Nelo Pedreira

Pró-Reitor de Administração

Edson Ortiz de Matos

Pró-Reitora de Ensino de Graduação

Marlene Rodrigues Medeiros Freitas

Pró-Reitor de Pesquisa e Pós-Graduação

Emmanuel Zagury Tourinho

Pró-Reitor de Extensão

Fernando Arthur de Freitas Neves

Pró-Reitor de Desenvolvimento e Gestão de Pessoal

João Cauby de Almeida Júnior

Assessoria de Educação a Distância

José Miguel Martins Veloso

Diretor Executivo da Fundação de Amparo e Desenvolvimento da Pesquisa

João Farias Guerreiro

Diretor do Instituto de Ciências Exatas e Naturais

Mauro de Lima Santos

Diretor da Faculdade de Química

Heriberto Rodrigues Bitencourt

3

FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL

Antonio Claudio Lima Moreira Bastos

Elizabeth Maria Soares Rodrigues

José Pio Iúdice de Souza

Belém 2011

4

Bastos, Antonio Claudio L. Moreira Rodrigues, Elizabeth M. Soares Souza, José Pio Iúdice de

Físico-Química Experimental /Antonio Claudio L. Moreira Bastos – 75 p; il. Belém : UFPA, 2011.

1. Físico-Química Experimental. Bitencourt, Heriberto Rodrigues, coord. III. Título

ISBN CDD 22.ed. 547

5

SUMÁRIO

REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA……................................................................06

MATERIAIS MAIS UTILIZADOS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA............08

TÓPICO 1 : TRATAMENTO ESTATÍSTICO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS E MÉTODOS GRÁFICOS .................................................................................................16 EXPERIMENTO 1 - Determinação do Teor de Cloro Ativo na Água Sanitária ........25

TÓPICO 2 : CAPACIDADE CALORÍFICA.....................................................................28

EXPERIMENTO 2 - Determinação da Capacidade Calorífica de um Calorímetro....30

TÓPICO 3 : TERMOQUÍMICA .......................................................................................33

EXPERIMENTO 3 – Determinação do Calor de Reação.............................................36

TÓPICO 4 : CONSTANTE DE EQUILÍBRIO .................................................................39

EXPERIMENTO 4 - Determinação da constante de Equilíbrio pelo Método de Distribuição....................................................................................................................40 TÓPICO 5 : DESTILAÇÃO FRACIONADA....................................................................45

EXPERIMENTO 5 - Destilação Fracionada de uma mistura binária.........................49

TÓPICO 6 : VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS...................................................................51

EXPERIMENTO 6: Determinação do Coeficiente de Viscosidade pelo Viscosímetro de Ostwald.....................................................................................................................54 TÓPICO 7 : ISOTERMAS DE ADSORÇÃO...................................................................57

EXPERIMENTO 7 – Determinação da Isoterma de Adsorção da reação entre o carvão vegetal e o ácido acético.................................................................................59 TÓPICO 8 : ORDEM DE UMA REAÇÃO,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,......................................61

EXPERIMENTO 8 - Determinação da Ordem de uma Reação: Método das Concentrações em Excesso.........................................................................................64 TÓPICO 9 : CÉLULA ELETROLÍTICA.........................................................................66

EXPERIMENTO 9 - Determinação do Número de Avogadro....................................67

TÓPICO 10: CONDUTOMETRIA....................................................................................69

EXPERIMENTO 10- Determinação da condutância de um eletrólito........................71

BIBLIOGRÁFIA...............................................................................................................74

6

Cuidados no

Laboratório

Manuseio de substâncias químicas

Manuseio do fogo

Manuseio da vidraria

REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA

Conhecer as regras básicas de segurança em um laboratório de

Química.

Manuseio de substâncias químicas

Jamais colocar o rosto próximo do recipiente no qual a reação

química está ocorrendo.

Nunca cheirar diretamente nenhuma substância.

Ler com atenção os rótulos dos frascos antes de usar os

seus conteúdos. Não usar quantidades exageradas das

substâncias.

Nunca p rova r qua lque r subs tânc ia p roduz ida ou u t i l i zada

du ran te os experimentos.

Não misturar substâncias ao acaso.

Manuseio do fogo

Nunca colocar perto do fogo substâncias voláteis ou inflamáveis.

Manuseio da vidraria:

Ao retirar uma peça de vidro do fogo ou estufa, coloque-a sobre uma

superfície isolante.

Ao concluir seu trabalho no laboratório lavar toda a vidraria

utilizada, guardando-a em local adequado.

Manusear a vidaria com cuidado.

7

NÃO FUMAR e USAR BATA.

Todo laboratório deve estar equipado com um estojo de primeiros

socorros, contendo as seguintes substâncias/medicamentos:

Ácido fraco (CH3COOH) - Acidentes

com bases Base fraca (NaHCO3) -

Acidentes com ácidos Picrato

(C6 H2 (NO2 )3 ONa) - Queimaduras

Ácido Bórico (H3BO4) - Acidentes com

os olhos Mercúrio cromo

Algodão / esparadrapo / gaze

8

MATERIAIS MAIS UTILIZADOS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA

Identificar e utilizar vidrarias e acessórios mais comuns em um

laboratório de Química

Material de vidro

1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas em pequena escala.

2. Becher: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, entre

outros.

3. Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos.

4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos.

5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de

gases e também para aquecimento de líquidos.

6. Balão volumétrico: usado na preparação de soluções de concentrações

definidas.

7. Balão de destilação: usado em destilações; possui saída lateral para

condensação dos vapores.

9

8. Proveta: usada em medidas aproximadas de volumes de líquidos.

9. Pipeta volumétrica: usada para escoar volumes fixos de líquidos.

10. Pipeta graduada: usada para escoar volumes variáveis de líquidos.

11. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e filtrações.

12. Vidro de relógio: usado na pesagem e fins diversos.

13. Placa de Petri: usado na pesagem e fins diversos.

14. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade

(higroscópicos).

10

15. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos em análises

volumétricas.

16. Dessecador: usado para armazenar substâncias em ausência de

umidade.

17. Bastão de vidro: usado para agitação e transferência de líquidos

18. Funil de decantação: usado na separação de líquidos imiscíveis

19. Condensador: usado na condensação de vapores

20. Vara de vidro: usada na montagem de aparelhos e interligações

11

Material de porcelana

1. Funil de Büchner: usado na filtração a vácuo

2. Cápsula de porcelana: usada na evaporação de líquidos em soluções

3. Cadinho de porcelana: usado em calcinações (até 1500º C)

4. Almofariz e pistilo: usado na trituração e pulverização de sólidos

Material metálico

1. Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças.

2. Garra metálica: usada para sustentação de peças, tais como

condensador, funil de decantação, entre outros.

3. Anel para funil: usado como suporte de funil e de tela de amianto.

4. Tela de amianto : usada para distr ibuir uniformemente o calor

durante o aquecimento de um recipiente de vidro.

12

5. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de materiais não inflamáveis.

6. Pinça metálica de Casteloy: usada para transportar objetos aquecidos.

7. Pinças metálicas de Hoffman e Mohr: usada para impedir ou

reduzir o fluxo de gases ou líquidos em tubos flexíveis.

8. Triângulo: usado para dar suporte para cadinhos de porcelana

durante o aquecimento no Bico de Bunsen.

9. Tripé: usado para dar suporte para telas de amianto e triângulos.

13

10. Espátula: usada na coleta e transferência de substâncias sólidas.

11. Banho-Maria: usado no aquecimento até 100º C.

12. Furador de rolhas: usado na perfuração de rolhas de cortiça e

borracha.

13. Mufa : usada para sustentar garras.

Materiais diversos

1- Suporte para tubos de ensaio

2- Garra de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante

aquecimentos diretos no bico de Bunsen.

3- Cita: usada na remoção de precipitados, lavagens, entre outros.

4- Frasco de vidro: usado para os mesmos fins da pisseta.

5- Trompa de vácuo: usada na filtração à vácuo em conjunto com o

Kitassato e o funil de Büchner

6. Estufa: usada na secagem de materiais (até 200º C).

7. Mufla: usada na calcinação de materiais (até 1500º C).

14

8. Centrífuga: usada na aceleração da sedimentação de sólidos em

suspensão.

9. Manta aquecedora: usada no aquecimento de líquidos inflamáveis,

contidos em um balão de fundo redondo.

10. Balança: usada na determinação da massa de substâncias

(pesagem).

11. Pêra de borracha: usada na sucção de líquidos.

12. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos.

15

Materiais mais utilizados:

A execução de qualquer experimento em um

laboratório de química requer a u t i l ização de

grande var iedade de equipamentos e outros

materiais, sendo a maior parte deles de uso

muito simples, mas com finalidades bem

específicas.

16

TÓPICO 1 : TRATAMENTO ESTATÍSTICO DOS RESULTADOS

EXPERIMENTAIS E MÉTODOS GRÁFICOS

1) INTRODUÇÃO

A execução de uma série de medidas é fundamental no exame de um

determinado fenômeno físico-químico. Em seguida, os resultados obtidos devem

ser organizados, interpretados e criticados a partir de um tratamento estatístico.

Este, geralmente, permite a extração de maior número de informações e de

conclusões mais realistas sobre o fenômeno estudado. Sendo assim, serão

apresentadas algumas noções elementares sobre o tratamento estatístico dos

dados experimentais.

1.1) ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

São os algarismos que representam um resultado experimental. O número

de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida e são

classificados como:

a) Algarismos exatos: Constituem os algarismos de uma leitura que estão

isentos de qualquer dúvida ou estimativa.

b) Algarismos incertos: Constituem-se, os algarismos de uma medida que

estão sujeitos a estimativas. O último algarismo significativo, e apenas ele, deve

ser incerto. A soma, divisão ou multiplicação de um algarismo incerto com

algarismos exatos gera um algarismo incerto.

1.1.1) Contagem dos algarismos significativos:

Ao se expressar uma medida experimental, utiliza-se os seguintes

critérios:

1) Todos os algarismos diferentes de zero são significativos

2) Zero entre algarismos diferentes de zero são significativos

3) Zeros além do ponto decimal no final de um número são significativos

4) Zeros que precedem o primeiro algarismo diferente de zero em um

número não são significativos.

Sendo assim, não é o número de algarismos depois da vírgula que

permite aquilatar a precisão da medida, mas sim o número de algarismos

17

significativos. Deste modo, o erro efetuado em uma medida antes de tudo,

depende da escala do instrumento no qual a medida foi efetuada.

De maneira geral, o experimentador deve registrar os resultados de tal

modo que o último algarismo significativo, e apenas ele, seja incerto. Assim, a

soma algébrica de um algarismo incerto com algarismos exatos é um algarismo

incerto. Por exemplo, na soma abaixo o algarismo incerto é o número 7:

104,65

+ 0,2248

Resultado: 104,87

Quando grandezas experimentais são multiplicadas ou divididas, o total

de algarismos significativos é igual ao da grandeza com o menor número de

algarismos significativos. E se forem adicionadas ou subtraídas, o número de

dígitos após o ponto decimal no resultado é igual ao da quantidade com o menor

número de dígitos após o ponto decimal.

As aproximações obedecem aos seguintes princípios: arredonda-se para

cima se os algarismos a serem eliminados forem superiores ou iguais a 5, 50 e

etc., e observa-se em caso contrário. Por exemplo, se uma multiplicação

qualquer tiver como resultado 62,543 ± 0,1, o resultado final será 62,5.

1.1.2) Algarismos Significativos em operações matemáticas

a) Quando o algarismo seguinte ao último for:

>5: Aumenta-se de uma unidade o dígito retido;

<5: O algarismo que se retém não sofre modificações;

=5: O algarismo retido é aumentado de uma unidade se for ímpar, ou,

permanece inalterado se for par.

b) Nas operações matemáticas de multiplicação e divisão, o resultado deverá

conter tantos algarismos significativos quantos estiverem expressos no

componente com menor número de significativos.

Exemplos: 3,26. 105 x 1,78= 5, 8028.105=5,80. 105

34,60÷2, 46287=14, 04865...=14,05

c) Nas operações de adição e subtração, retêm-se tão somente tantas casas

decimais no resultado quantas há no componente com menor número de casas

decimais.

18

Exemplos: 2,2 + 0, 1145 = 2, 3145 = 2,3

6,88 – 2, 6367 = 4, 2433 = 4,24

1.2) MEDIDAS

Na avaliação de qualquer medida é sempre importante conhecer sua

precisão e seu limite de confiança. O limite de confiança é dado pela

percentagem de probabilidade de encontrar o resultado exato no intervalo onde

foram realizadas as medidas. Este intervalo é determinado pelos erros que

ocorrem durante o trabalho experimental. Existem três tipos principais de erros:

a) Erro determinado ou sistemático: É devido, principalmente, a fatos

independentes do operador; por exemplo, um aparelho com escala mal

padronizada. Os erros sistemáticos são constantes em grandeza e sinal,

nunca se compensam e podem ser corrigido mediante o uso de um aparelho

de boa qualidade e bem calibrado.

b) Erro acidental: É o erro devido ao operador. Estes erros são variáveis em

grandeza e sinal e se compensam quando o número de medidas é grande.

c) Erro semi-acidental: É o erro devido à maneira de trabalhar ou devido à

aparelhagem. Por exemplo, o esvaziamento incompleto de um becker. Estes

erros são constantes em sinal, mas de grandeza variável.

1.3) CURVAS DE DISTRIBUIÇÃO DE ERROS

Quando se dispõe de uma série muito numerosa de medidas de uma

grandeza, pode-se construir uma Curva de Erros ou Curva de Probabilidade de

Gauss. A Curva de Gauss resulta do registro dos valores das medidas di na

abscissa, enquanto na ordenada se assinala a freqüência pii em que o mesmo

resultado ocorre (Figura 1).

19

Figura1: Curva Gaussiana - Medidas (di) com relação à freqüência (pi).

A Curva de Gauss permite identificar, numa série de medidas, a

probabilidade de ocorrer determinado valor experimental (xi). O valor máximo da

curva constitui a região que define o valor médio da referida medida,

correspondendo ao valor mais provável das medidas, em muitos casos, o valor

médio.

Na prática, o número de medidas é normalmente limitado e, portanto,

insuficiente para construir uma Curva de Gauss, deste modo, procura-se

organizar os dados disponíveis a fim de construir uma curva de distribuição tão

próxima quanto possível da curva ideal.

1.4) PRECISÃO E EXATIDÃO DAS MEDIDAS

A própria distribuição de uma série de medidas demonstra como é

precário utilizar-se apenas uma simples medida como o valor real da grandeza.

Entretanto, não é apenas para diminuir os erros que se deseja uma série de

medidas da grandeza: o exame crítico do conjunto dos resultados fornece

informações, tanto individual como coletivas, sobre a precisão dos dados e sobre

a confiança que neles se pode depositar.

Por outro lado, esse exame pode fornece indicações sobre a conveniência

de um aperfeiçoamento da aparelhagem ou do método empregado na produção

de fenômeno ou, ainda, na leitura da grandeza.

Os termos precisão e exatidão são usados para fornecer informações

sobre a quantidade das medidas e a confiança que se pode depositar nelas.

Por exemplo, pesou-se uma amostra sobre duas balanças: a primeira pesagem

acusou 1,25 ± 0,02 g e a segunda 1, 2500 g ± 0, 0002. O resultado apresentado

20

pela segunda balança é mais preciso que o da primeira, mas não se tem certeza

de que este resultado é mais exato que o outro, visto que uma das balanças

pode apresentar um erro sistemático.

Portanto, fala-se de precisão quando se considera o número de

algarismos significativos e a reprodutibilidade dos resultados, enquanto a

exatidão representa a diferença entre a medida e seu valor real, ou seja, está

relacionada com a fidelidade da medida.

Assim, precisão não implica obrigatoriamente em exatidão, pois um

conjunto de medidas pode ser preciso, mas inexato, haja vista que os valores

encontrados podem ser concordantes entre si e discordantes em relação ao

valor verdadeiro. A precisão depende dos erros acidentais e a exatidão depende

dos erros sistemáticos e semi-acidentais.

1.5) PARÂMETROS PARA O CÁLCULO DA EXATIDÃO E PRECISÃO

a) Erro Absoluto e Erro Relativo

O erro absoluto de uma medida é definido como a diferença entre o valor

medido e o valor verdadeiro de uma dada grandeza:

E= erro absoluto

X= valor medido, ou a média dos resultados (valor observado)

XV= valor verdadeiro ou teórico

O erro de uma análise é geralmente expresso em termos relativos, sendo

calculado através da relação:

O Erro Relativo é adimensional e comumente expresso em partes por cem

X100, ou em partes por mil X1000.

b) Combinação de erros:

Quando uma quantidade de "a" pode ser somente medida indiretamente a partir

de medidas "b" e "c", uma boa aproximação dos erros sobre "a" é dada por:

1)

sobre b e c.

21

2) Se a = b.c ou a = b/c o erro relativo sobre "a" é a soma dos erros

relativos sobre b e c.

c) Valor mais provável de uma grandeza:

É a média das medidas encontradas, desde que mereçam a mesma

confiança, mesma confiança significa execução de medições pelo mesmo

observador, mesmo instrumento e mesmo método.

d) Qualificação das medidas:

1) Exatas: Quando o erro sistemático é pequeno. A exatidão da medida indica

quão próxima o valor médio experimental está próximo do valor verdadeiro.

2) Precisas: Quando o erro acidental é pequeno. A precisão de uma medida tem

duplo significado; referindo-se à reprodutibilidade de uma medida e ao número

de algarismos significativos envolvidos com segurança na referida medida.

A exatidão de um método científico será tanto maior quanto menor o erro

constante.

Uma vez calculadas as estimativas dos parâmetros estatísticos

necessários para caracterizar a exatidão e a precisão, é necessário ainda saber

interpretar os dados obtidos a fim de poder esclarecer certas questões como as

enumeradas a seguir. Assim, se a média de uma série de observações diferirem

do valor verdadeiro, será necessário verificar se a diferença simplesmente reflete

a flutuação dos erros indeterminados (sistemáticos) ou deve ser atribuída a um

erro constante.

1.6) PARÂMETROS ESTATÍSTICOS

A precisão de uma medida é, em geral, expressa pelo seu desvio d em

relação ao valor médio. Entretanto, no tratamento estatístico dos dados, a

precisão deve ser estudada mediante o conhecimento dos seguintes termos:

22

a) Média: quando o número de medidas da mesma grandeza é grande, o

resultado mais comum de tais medidas, isto é, a tendência “central”, é dado pela

média aritmética, x , das medidas. Para n medidas têm-se:

x = n

xxxn)...(

21

b) Desvio e erro médio: como o erro de uma medida é difícil de ser

determinado, porque o valor verdadeiro raramente é conhecido, é necessário

definir um erro, de tal modo que não seja necessário o conhecimento desses

valores verdadeiros. Isto é feito utilizando-se o conceito de desvio (também

chamado de erro aparente).

Quando se toma a média aritmética como valor real, pode-se fazer um

exame crítico dos resultados, começando pela verificação do desvio di ou pelo

afastamento que cada medida apresenta em relação à média aritmética. Assim:

xxdii

Onde x é a média aritmética.

O erro médio ou desvio médio, dm, é a média aritmética do valor absoluto

do desvio. Para n medidas:

n

ddd

n

m

)|...|(|1

c) Desvio-padrão e erro provável: a qualidade de uma média é dada

conhecendo-se o desvio-padrão, ds, o qual exprime a idéia de quanto a medida

difere da média, e o erro provável, p, que são definidos pelas relações:

n

dd

s

2

e n

dp

O resultado das medidas é dado por: x ± p

1.7) REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS

A construção de um gráfico facilita a interpretação dos resultados

experimentais, permitindo, por exemplo, extrair conclusões imediatas sobre a

relação entre os parâmetros envolvidos no fenômeno estudado. Em outros

casos, pode-se obter, por extrapolação ou interpolação, informação sobre o

23

comportamento do sistema em condições em que as medidas esbarram em

dificuldades experimentais.

De um modo geral, os experimentos efetuados num laboratório consistem

na relação de duas variáveis, sendo uma controlada pelo operador e a outra

determinada experimentalmente. Assim, podem-se utilizar as coordenadas

cartesianas para relacionar essas duas variáveis.

Na prática, quase nunca se obtêm dados que permitem traçar uma curva,

ou uma reta, perfeita, visto que todos os erros considerados podem somar-se ou

subtrair-se. Deste modo, a curva a ser traçada deve ser a média entre os pontos,

mas de tal modo que represente da melhor maneira possível a série de pontos.

Para isso, é sempre conveniente calcular os erros cometidos na variável

da ordenada e na variável da abscissa. Esses erros determinarão a região

possível no entorno de dado ponto experimental, onde se deveria encontrar a

medida sem erro. Para o caso das retas, a melhor reta pode ser calculada a

partir do método dos mínimos quadrados.

Há casos em que as curvas experimentais são complexas, tornando-se

difícil sua análise imediata. Nestes casos é necessário encontrar funções que

demonstrem, a partir dos resultados iniciais, de preferência uma reta.

1.8) MÉTODO DOS MÍNIMOS QUADRADOS

Se um conjunto de pontos x e y, tal que y = f(x), tende a formar uma reta,

o problema do experimentador é encontrar a melhor reta entre esses pontos. Por

outro lado, sabe-se que a equação da reta é dada pela equação y = a.x + b,

onde a e b são constantes.

Essas constantes, para o conjunto de n pontos {x, y}, podem ser

determinadas com exatidão pelo método dos mínimos quadrados. Além, dos

valores destas constantes é também interessante determinar o desvio-padrão,

ds, e o coeficiente de correlação, r, da reta em estudo. Todas estas quantidades

podem ser determinadas a partir do método dos mínimos quadrados.

Para conhecer y com x, é necessário conhecer as seguintes somatórias:

∑(x – x )2, ∑(y - y ) (x – x ) e ∑(y - y )2, que serão denominadas A, B e C,

respectivamente. Têm-se então as relações:

A = ∑x2 – (∑x)2/n

24

B = ∑(xy) – (∑x). (∑y)/n

C = ∑y2 – (∑y)2/n

dessa forma, pode-se determinar os valores de a, b, r e ds a partir das relações:

r = [ B2 / (A . C)]1/2

ds =

2/12

2

)/(

n

ABC

a = B/A b = y - a. x

25

EXPERIMENTO 1 - Determinação do Teor de Cloro Ativo na Água Sanitária

A água sanitária comercial é uma solução diluída de hipoclorito de sódio

(NaOCl), obtida ao se decorrer gás cloro por uma solução concentrada de

hidróxido de sódio de acordo com a seguinte reação:

2 NaOH + Cl2 NaOCl + NaCl + H2O

Observando a reação, nota-se que, além do hipoclorito, há também a

formação de cloreto de sódio. A presente prática visa determinar o teor de cloro

ativo (quantidade de compostos oxi-clorados: Ex: ClO2, e de íons oxi-clorados:

Ex: ClO-) em amostras de água sanitária, bem como a percentagem de cloretos

presentes.

O método de determinação do teor de cloro ativo baseia-se no fato do

cloro poder deslocar o bromo e o iodo de seus sais. Com isso, ao se adicionar

iodeto de potássio (KI) à solução, poderemos dosar o iodo liberado com solução

padronizada de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), usando solução de amido como

indicador. Em seguida, titula-se o iodo liberado com solução-padrão de

tiossulfato de sódio 0,1N, até o desaparecimento da coloração azul.

Repetir a titulação, estimar a média dos volumes encontrados e realizar os

cálculos a partir da seguinte fórmula:

% Cl2 = V. N. 0, 03545. 100 / Va. (50/1000)

Onde: V = volume de Na2S2O3; N = Normalidade do Na2S2O3;

0,03543 = Miliequivalente do cloro; Va = Volume da amostra

Partindo-se da avaliação de algumas marcas de água sanitária, levaram-

se em consideração para a realização da prática os seguintes parâmetros:

especificações do rótulo, fabricante, volume, teor de cloro, preço e comparação

com o teor de cloro recomendado pela ANVISA (Agência Nacional de Vigilância

Sanitária) que é de 2 a 2,5% (p/p).

1) OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Determinar o teor de cloro ativo nas diferentes marcas de águas

sanitárias;

Comparar dos resultados experimentais com os indicados pelos

fabricantes e o recomendado pela ANVISA.

26

2) MARCHA ANALÍTICA

2.1) MATERIAIS E REAGENTES

Os materiais e reagentes que serão utilizados para realização da prática

experimental são os seguintes:

40 mL de água sanitária comercial, 4 bastões de vidro, 4 balões volumétricos de

100 mL,4 beckeres, 4 suportes universais, 4 buretas de 25 mL, 4 erlenmeyers de

250 mL, 4 pipetas volumétricas de 5mL e de 10 mL, 20 mL de solução de amido

5%(p/v), 50 mL de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1M, 40 mL de

solução de iodeto de potássio (KI) 20% (p/p), 40 mL de solução de ácido

sulfurico (H2SO4) 10% (p/p).

2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL

Os procedimentos necessários para a execução do experimento são os que

seguem abaixo:

Diluir uma amostra de 10 mL de água sanitária em um balão volumétrico de

100 mL e aferir;

Água Sanitária Comercial Vidrarias

Pipetar 10 mL da solução diluída a ser analisada e transferir para um

erlenmeyer de 250 mL;

Adicionar ao erlenmeyer, de 250 mL, 10 mL de uma solução de H2SO4 a

10% (p/p), 10 mL de KI a 20% (p/p) e 5 mL de água destilada;

Gotejar a solução de Na2S2O3 0,1M através da bureta até que a amostra se

torne amarela;

27

Titulação da solução (água sanitária + H2SO4 + KI + água)

Adicionar 5 mL da solução de amido 5% (p/v) e continuar a gotejar até o

desaparecimento da coloração escura;

Coloração da solução após Coloração da solução após a

titulação em presença de adição da solução de amido.

solução de amido.

- Anotar o volume gasto e repetir a titulação 5 vezes;

- Calcular o teor de cloro na água sanitária;

-Calcular desvio padrão, erro provável;

-Fazer a representação Gráfica do experimento.

28

TÓPICO 2 : CAPACIDADE CALORÍFICA

1) INTRODUÇÃO

Calorimetria é uma metodologia que permite a medida de variações de

entalpia, na forma de calor trocado entre sistema/ambiente, em processos físicos

ou químicos. Praticamente todos os processos físicos, químicos ou biológicos

(que, no fundo, constituem um conjunto dos anteriores), envolvem trocas de

calor, motivo pelo qual a calorimetria é uma poderosa ferramenta no estudo de

uma variedade de processos ou sistemas.

Além das variações de entalpia associadas a processos, a calorimetria

permite a determinação de outros parâmetros de grande importância prática,

como a capacidade calorífica de substâncias.

As trocas de energia sobre a forma de calor podem ser medidas com um

calorímetro, numa técnica em que a quantidade de energia transferida como

calor pode ser calculada pela observação e registo da variação da temperatura.

Um calorímetro rudimentar consiste num copo de reação, rodeado de material

isolante, que contém a mistura reacional e um termômetro. No caso de reação

ser exotérmica, a energia transferida como calor para o calorímetro, resulta num

aumento de temperatura.

Assim, o aumento da temperatura é proporcional à energia transferida e a

constante de proporcionalidade é denominada capacidade calorífica do

calorímetro, (a capacidade calorífica é a quantidade de calor que é absorvido por

cada grau Celsius aumentado na temperatura), Ccal, sendo a expressão que nos

dá o calor transferido para o calorímetro, Qcal, dada por: Qcal = Ccal × ∆T.

Capacidade calorífica a pressão constante (Cp): expressa a

quantidade de calor necessário que o sistema tem que trocar com as

vizinhanças para que sua temperatura varie de um grau, mantendo a sua

pressão constante.

Capacidade calorífica a pressão constante H = H (T,P), podemos

escrever:

)1(dPP

HdT

T

HdH

TP

29

Sendo a pressão constante, dP = 0 e dH = dQP (2)

Então teremos:

P

P

P

P

CT

H

dT

dQdT

T

HdH

Capacidade calorífica a volume constante (Cv): expressa a quantidade

de calor necessário que o sistema tem que trocar com as vizinhanças para que

sua temperatura varie de um grau, mantendo o volume constante.

Capacidade calorífica a volume constante E = E (T,V), podemos escrever:

)3(dVV

EdT

T

EdE

TV

Sendo o volume constante dV = 0, então a equação ficará:

)4(dTT

EdE

V

Escrevendo a equação do primeiro principio para um processo a volume

constante teremos:

dE = dQv – dW

dE = dQv – pdV

Como dV = 0:

dE = dQv (5)

Substituindo (5) em (4) teremos:

V

V

V

V

VC

T

E

dT

dQdT

T

EdQ

O calor específico de uma substância é definido como sendo a

quantidade de calor necessária para fazer um grama de determinada substância

elevar 1 grau Celsius sua temperatura.

30

EXPERIMENTO 2 - Determinação da Capacidade Calorífica de um

Calorímetro

1) OBJETIVO ESPECÍFICO

Determinar a capacidade calorífica, à pressão constante (Cp), de

um calor específico de um metal (c).

Quando adiciona-se água quente ao calorímetro, na primeira parte da

experiência, a água quente cedera calor para o calorímetro, o calorímetro não

troca calor com as vizinhanças (sistema isolado), haverá somente uma troca

térmica entre calorímetro e água quente, ate que seja estabelecido o equilíbrio

no interior do sistema, isto é, o calorímetro recebera uma quantidade da água

quente até que seja atingida a temperatura de equilíbrio. O volume e a pressão

permanecem constantes.

Na segunda parte do experimento, uma massa de água fria é adicionada

ao sistema inicialmente em equilíbrio (calorímetro + água quente), na há troca de

calor entre as partes até que seja restabelecido o equilíbrio do sistema, isto é, a

água fria receberá uma quantidade de calor da água quente e do calorímetro até

que seja atingida a temperatura de equilíbrio.

Seja:

W1 = massa de água fria

W2 = massa de água quente

T1 = temperatura ambiente (água + calorímetro)

T2 = temperatura da água quente

T3 = temperatura de equilíbrio (água + calorímetro)

T4 = temperatura da água fria

T5 = temperatura de equilíbrio (final do sistema)

c = calor específico

ΔT = Temperatura final – temperatura inicial

C = capacidade calorífica do calorímetro (Cal/grau)

31

CÁLCULOS:

Temos da calorimetria:

Qcedido + Qrecebido = 0

Qcedido = Qrecebido

Primeira parte:

Qcedido = calor cedido pela água quente = W2.c. ΔT = W2.c.(T3 – T2)

Qrecebido = calor recebido pelo calorímetro = C. ΔT = C.(T3 – T1)

W2.c.(T3 – T2) = - C.(T3 – T1)

Segunda parte:

Qcedido = calor cedido pela água e pelo calorímetro a temperatura

constante T3.

W2.c. ΔT + C. ΔT = W2.c.(T5 – T3) + C.(T5 – T3)

Qrecebido = calor recebido pela água fria

W1.c. ΔT = W1.c.(T5 – T4)

Então:

W2.c.(T5 – T3) + C.(T5 – T3) = - W1.c.(T5 – T4)



1 calorímetro, 1 termômetro com precisão, um becker ou erlenmeyer de 500mL,

1 agitador manual, 1 aquecedor (banho-maria, chapa elétrica, bico de Bunsen),

proveta de 500mL e água destilada.

3) TÉCNICA EXPERIMENTAL

3.1) Medir exatamente 120mL de água destilada, transferi-los para um

calorímetro. Anotar a massa correspondente W1 considerando a densidade da

água 1g/cm3 em todas as temperaturas.

3.2) Aquecer uma pequena porção de 280mL de água destilada usando banho-

maria, chapa elétrica ou bico de Bunsen, até 80ºC. Anotar exatamente esta

temperatura e a massa correspondente W2.

32

3.3) Agitar suavemente a água do calorímetro com um agitador. Anotar a sua

temperatura T1, com aproximação de 1ºC.

3.4) Ler e anotar a temperatura T2, da água que foi previamente aquecida.

Registrar a temperatura T2 no momento exato em que for colocada no

calorímetro.

3.5) Imediatamente, após as leituras de temperatura, ponha toda a água que foi

aquecida no calorímetro e agitar suavemente. Anotar a temperatura final T3

atingida pela mistura ao alcançar o equilíbrio.

3.6) Repetir o procedimento mais duas vezes.

3.7) Preencher a tabela seguinte:

W1

(g)

W2

(g)

T1

(ºC)

T2

(ºC)

T3

(ºC)

C

Cal/ºC

33

TÓPICO 3 : TERMOQUÍMICA

1) INTRODUÇÃO

Nas reações químicas e nas mudanças de estado físico de interesse

químico, a maioria dos fluxos observados, entre o sistema e a vizinhança, ocorre

na forma de calor. Esses fluxos de calor são conhecidos como “calor de reação”.

A energia interna (E) de um sistema pode ser definida como a soma das

energias cinética e potencial de todas as partículas do sistema. Além da energia

potencial, relacionada à composição química e ao arranjo dos sistemas no

espaço, as substâncias têm também uma energia cinética, relacionado ao

movimento intrínseco das partículas.

Pode-se variar a energia interna de um sistema por meio da transferência de

calor, de trabalho ou de ambos. Assim, pode-se escreve ∆E= Q + W em que ∆E

representa a variação da energia interna do sistema, Q representa o calor e W, o

trabalho. Essa é a expressão matemática que resume a Primeira Lei da

Termodinâmica.

A variação de entalpia (∆H) de um sistema está relacionada ao calor

fornecido ao sistema, a pressão constante. Quando ocorrem reações químicas,

há absorção ou liberação de energia. Estas transformações refletem as

diferenças entre as energias potenciais associadas às ligações nos reagentes e

produtos.

O calor absorvido, ou liberado, na reação entre quantidades conhecidas de

substâncias pode ser determinado experimentalmente num aparelho chamado

calorímetro (aparelho isolado termicamente do meio ambiente utilizado para

medir a quantidade de calor trocado entre dois ou mais corpos de temperaturas

diferentes).

Como qualquer outra experiência de calor, o calor de uma reação depende

das condições mantidas durante o processo no qual se realiza. Existem duas

condições particulares que são importantes porque conduzem a calores de

reação iguais a variações nas funções termodinâmicas. A primeira dessas

condições é a da transformação a volume constante.

Quando o volume de um sistema é mantido constante (reação produzida

em recipiente fechado) não há realização de trabalho mecânico (exceto trabalho

PV) durante o processo experimental, pois nesse caso tem-se

34

v= constante, dv = 0 e w = 0. A primeira lei da termodinâmica torna-se então:

∆E = q – w; w = 0; ΔE = qV

Assim, o calor de reação medido a volume constante é exatamente

igual à variação de energia interna ∆E do sistema reagente.

A outra condição importante é a da transformação a pressão constante,

uma vez que a maioria das transformações que são de interesse prático para

nós ocorre em recipientes abertos e a pressão atmosférica constante. Sob estas

condições e partindo-se da definição da grandeza entalpia(H), o calor absorvido

ou liberado pelo sistema será dado por:

H = E + PV

∆H = ∆E + P∆V + V∆P; P = constante

∆H = ∆E + P∆V

∆H = q - w + P∆V; W = P∆V

∆H = q - P∆V + P∆V

∆H = qP

Logo, o calor de reação medido a pressão constante é exatamente igual

à variação de entalpia ∆H do sistema reagente.

Sendo assim, E e H são funções de estado e como tal independem do

caminho da reação. É possível considerar qualquer transformação global como

resultado de uma seqüência de reações químicas. Portanto, se transformarmos

um dado conjunto de reagentes num dado conjunto de produtos por mais de

uma seqüência de reações, a variação total de entalpia será a mesma para

cada seqüência.

Essa regra que é uma conseqüência da Primeira Lei da Termodinâmica é

conhecida como Lei de Hess (combinação linear de equações químicas).

Nesta experiência usar-se-á um erlenmeyer de 250 mL, como o frasco de

reação (calorímetro), com o objetivo de verificar o calor da reação necessário

para alterar a temperatura da solução aquosa e do frasco que a contém,

desprezando outras pequenas perdas para o ambiente.

É preciso 1,0 caloria (cal) para elevar de 1,0 °C a temperatura de 1,0 g de

água (e de soluções aquosas) e são necessárias 0,2 calorias (cal) para elevar de

1,0 °C a temperatura de 1,0 g de vidro.

35

Nesta aula, haverá a medida e a comparação da quantidade de calor

envolvido em três reações, mediante a aplicação da fórmula ∆H = Q = m.c.∆T,

onde m = massa, c = calor específico e ∆T = variação da temperatura.

36

EXPERIMENTO 3 – Determinação do Calor de Reação

O ácido clorídrico é também conhecido como ácido muriático. O ácido

clorídrico, na forma impura (10 a 12% p/p), ainda é vendido sob essa designação

para a remoção de manchas resultantes da umidade em pisos e paredes de

pedras, azulejos, tijolos e outros. É um líquido incolor ou amarelado,

concentrado, tem um odor acre e picante, é higroscópico e libera vapores

visíveis em contato com o ar úmido.

O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é um

hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base química)

na fabricação de papel, tecidos e detergentes. É um sólido branco, cristalino e

higroscópico. O valor recomendado pela ANVISA é de 96% p/p de pureza de

NaOH na soda cáustica.

A partir da avaliação desses dois produtos comerciais buscou-se comprovar

a Lei de Hess e estudar se as informações constantes em seus rótulos eram

compatíveis com os valores obtidos experimentalmente (teor de NaOH na soda

caustica e de HCl no ácido muriático).

1) OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Comprovar a Lei de Hess a partir da reação de neutralização, usando

como reagentes: Ácido Muriático e Soda Cáustica comerciais;

Contribuir para a redução de rejeitos químicos no meio ambiente

utilizando materiais em menores concentrações e menos poluentes.



Os materiais e reagentes necessários para realização da prática

experimental são os seguintes:

4 erlenmeyers de 250 mL, 4 bastões de vidro, 1 balança analítica, 4 pipetas

volumétricas de 50 mL, 4 pipetas volumétricas de 25 mL, 4 termômetros 0-

100°C, 4 provetas de 100 mL, 40g de soda cáustica comercial (96% p/p de

pureza), 100 mL de ácido muriático comercial, 4 balões volumétricos de 100 mL,

4 vidros de relógio, 4 bastões de vidro.

37


As etapas necessárias para a realização da experiência serão as

seguintes:

Reação 1 : NaOH(S) Na+(aq) + OH-

(aq)

1) Pesar um erlenmeyer de 250 mL e anotar a massa;

2) Medir 50 mL de água destilada em uma proveta e transferir integralmente

para o erlenmeyer. Agitar cuidadosamente com o termômetro até que a

temperatura seja constante. Anotar esta temperatura;

3) Pesar cerca de 2,269g de soda cáustica;

4) Transferir a soda cáustica já pesada para a água do erlenmeyer. Agitar

com bastão de vidro até que a soda cáustica se dissolva. Colocar o

termômetro no erlenmeyer e anotar a temperatura máxima alcançada.

Vidrarias e Reagentes Verificação da temperatura (solução 1)

Reação 2: NaOH (S) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O + Na+

(aq) + Cl-(aq)

1) Medir 50 mL da solução de ácido muriático 0,25M e transferir

integralmente para um erlenmeyer;

2) Repetir os itens 3 e 4 da etapa anterior.

Materiais e Reagentes Verificação da temperatura (solução 2)

38

Reação 3: Na+(aq) + OH-

(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O + Na+

(aq) + Cl-(aq)

1) Medir aproximadamente 25 mL de solução de ácido muriático 0,5 M, em

uma proveta e transferir integralmente para o erlenmeyer;

2) Medir aproximadamente 25mL de solução de soda cáustica 0,5 M;

3) Verificar as temperaturas nas duas soluções e assegurar-se de que

ambas estejam à temperaturas ambientes;

4) Anotar as temperaturas de ambas as soluções;

5) Acrescentar a solução de soda cáustica à solução de ácido muriático.

Agitar rapidamente e anotar a máxima temperatura alcançada.

Vidrarias e Reagentes Verificação da temperatura (solução 3)

Calcular os calores de reação para cada etapa, comparando o valor de ∆H2

com ∆H1 + ∆H3

39

TÓPICO 4 : CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

1) INTRODUÇÃO

Seja um sistema formado por dois componentes imiscíveis, por exemplo,

água e tetracloreto de carbono. Ao adicionar uma terceira substancia A, por

exemplo, iodo, solúvel em quantidades diferentes em ambas a fases, no

equilíbrio, têm-se as concentrações C1 e C2 nas fases 1 e 2, à temperatura

constante, definidas pela constante de distribuição K, de tal modo que:

E, no exemplo, a 25°C,

Neste caso, o valor de K pode ser determinado titulando-se diretamente o

iodo com tiossulfato de sódio em ambas as fases, tal que:

2S2O3-2 + I2 → S4O6

-2 + 2I-

2S2O3-2 + I3 → S4O6

-2 + 3I-

Neste experimento será realizada a determinação da constante de equilíbrio

da reação KI + I2 ↔KI3 utilizando-se os dois solventes acima. Isto é possível,

uma vez que o KI somente é solúvel em água.

A constante de equilíbrio da reação é dada por:

Deste modo, conhecendo-se os valores das concentrações pode-se

determinar o valor de KC.

40

EXPERIMENTO 4 - Determinação da constante de Equilíbrio pelo Método de

Distribuição

1) OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Analisar o comportamento de um soluto em presença de dois solventes

não miscíveis;

Determinar o coeficiente de distribuição do iodo em água e tetracloreto de

carbono;

Determinar a constante de equilíbrio da reação rápida: I2 + I- I3-.

2) MARCHA ANALÍTICA:


Para a execução da referida prática serão necessários os seguintes

materiais e reagentes:

4 erlenmeyers de 250 mL, 4 termômetros 0 - 100°C,4 balões volumétricos de

100 mL, 1 banho termostático, 4 pipetas volumétricas de (1 mL, 5mL, 25mL e

50mL), 4 pêras, 4 buretas de 50 mL, 3g de iodo metálico, 75 mL de (CCl4), 500

mL de (KI) 0,1M, 50 mL de (Na2S2O3) 0,01M, 100 mL de solução de amido 5%

(p/p).

Reagentes Analíticos


1ª PARTE:

Os procedimentos que serão utilizados para realização da primeira etapa da

experiência são:

- Preparar a solução saturada, a partir da dissolução de 3 g de iodo em 75 mL de

CHCl3 em banho termostático a 25°C. Esperar que o equilíbrio térmico e a

máxima dissolução sejam atingidos. Filtrar o excesso de iodo. Tem-se uma

41

solução de iodo de ≈ 0,25M. Transferir 25 mL dessa solução para um erlenmyer,

adicionar em seguida 100 mL de água destilada. Posteriormente, deixar o

sistema em banho termostático a 25°C. Esperar por 60 minutos para que o

equilíbrio seja obtido, agitando esporadicamente. Deixar as camadas separem-

se.

- Transferir 50 mL da fase aquosa para um erlenmeyer de 250 mL que contenha

5 mL de uma solução de KI 0,1M. Adicionar 1 mL da solução de amido 5% p/p e

titular com Na2S2O3 0,01M. No final da titulação a cor azul desaparecerá.

Vidraria e reagentes Solução de iodo (0,25M) Aparato para filtração

Filtração da solução de iodo 25 mL de solução de iodo + Separação de fases

100 mL de água destilada (orgânica - aquosa)

Fase aquosa – Fase orgânica 25 mLde solução de iodo

+

100 mL de água destilada

42

5 mL Fase orgânica

2ª PARTE

a) Colocar em três erlenmeyers de 500 mL as seguintes soluções:

Frasco Solução saturada

de iodo em CCl4

CHCl3 Solução de

KI 0,1M

1

2

3

25

15

10

-

10

15

125

125

125

b) Fechar os três frascos e colocar em banho termostático à temperatura de

25°C por 1 a 2h. Agitar a cada 10 minutos e deixar no banho até que as

camadas separem-se perfeitamente.

Titulação Fase Aquosa

Titulação Fase Orgânica

43

Sistemas de Soluções

c) Retirar 10 mL da fase aquosa e titular com Na2S2O3 0,1M. Em seguida

adicionar KI.

Erlenmyer 1

Erlenmyer 2

Erlenmyer 3

d) Retirar 10 mL da fase orgânica e titular com Na2S2O3 0,1M.

Erlenmyer 1

44

Erlenmyer 2

Erlenmyer 3

3) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS

a) Calcular o coeficiente de distribuição a partir dos dados obtidos na primeira

parte;

b) Determinar o valor da constante de equilíbrio. Para isto siga as orientações

abaixo:

1. Calcular a concentração do iodo na fase aquosa a partir do valor de Kc e da

concentração de iodo na fase CCl4, obtida por titulação, a partir de:

[I2]Água = K.[I2]CHCl3

2. Calcular concentração do iodo no equilíbrio subtraindo a concentração do

iodo na água determinado anteriormente e a concentração do I3- titulado no

equilíbrio, tal que:

[I2] = [I2]água – [I3-]água

3. Calcular a concentração do I- subtraindo a concentração de I- inicial do

valor da concentração de I3- titulado no equilíbrio, tal que:

[I-] = [KI] – [I3-]

4. Conhecidos [I-], [I2] e [I3-], calcule o valor da constante de equilíbrio.

45

TÓPICO 5 : DESTILAÇÃO FRACIONADA

1 ) INTRODUÇÃO

1. Condição de equilíbrio – Quando se observa um sistema e não se nota

nenhuma alteração do mesmo durante certo tempo, diz-se que o sistema está

em equilíbrio. Num sistema em equilíbrio, na ausência de campos de força

externos, a temperatura é constante sobre toda a região em que possa haver

passagem de calor; a pressão também é constante em cada região em que

possa haver transferência de massa.

2. Fases – São as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies

de separação, que constituem um sistema heterogêneo (não apresenta as

mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja

examinado).

3. Componentes – Quando num sistema de fases abertas (fronteiras da fase

possibilitam trocas de massa e de energia entre a fase e as suas vizinhanças)

não ocorrem reações químicas, cada substância constituinte do sistema é

denominada um componente do sistema.

4. Regra das fases – É uma lei que estabelece o número mínimo de

variáveis físicas independentes necessárias para a descrição do estado de um

sistema em equilíbrio.

A expressão da Regra de Fases para sistemas de mais de um componente é:

F = C + 2 – P,

onde:

F: número de variáveis independentes (variância ou grau de liberdade)

C: número de componentes

P: número de fases

5. Lei de Raoult – As misturas líquidas homogêneas (soluções ideais), a

pressão total do vapor, a uma determinada temperatura, é igual à soma das

pressões parciais de todos os componentes. A pressão parcial de cada

componente é dada pela lei de Raoult:

46

PA = P0A.XA

Onde P0A é a pressão de vapor do componente A puro e XA é a fração

molar de A na mistura. A composição de vapor da mistura em relação a cada

componente depende também das pressões parciais, segundo a lei de Dalton:

YA = PA / PA + PB

Onde YA é a fração molar do componente A na fase vapor. A combinação

das leis de Dalton e Raoult revela que, para uma mistura ideal, o componente

mais volátil tem maior fração molar na fase vapor do que na fase líquida em

qualquer temperatura.

Figura 1 - Representação gráfica da Lei de Raoult

6. Coluna de fracionamento – Uma coluna de fracionamento proporciona

uma grande superfície para o intercâmbio de calor, nas condições de equilíbrio,

entre o vapor ascendente e o condensado descendente. A função da coluna é

possibilitar uma série de evaporações e condensações sucessivas, em

operações que são favorecidas pela troca de calor entre o vapor quente que

sobe e o líquido mais frio que desce.

Uma coluna será tanto mais eficiente quanto maior a superfície interna de

contato que oferecer entre líquido e vapor; quanto menor a diferença entre os

pontos de ebulição dos líquidos maior deverá ser a altura da coluna ou a área de

contato.

47

A eficiência de uma coluna de fracionamento é medida pelo número de

vezes que uma solução é vaporizada e recondensada durante a destilação, e é

expressa por pratos teóricos (um prato teórico é definido como sendo a seção de

uma coluna de destilação de um tamanho tal que o vapor esteja em equilíbrio

com o líquido, isto é, o vapor que deixa o “prato” tem a mesma composição que

o vapor que entra e o vapor em ascendência no “prato” está em equilíbrio com o

líquido descendente).

O comprimento da coluna necessário para a obtenção de um prato teórico

é conhecido com Altura Equivalente a um Prato Teórico (AEPT). Quanto menor

for esta grandeza, mais eficiente será a coluna, e quanto menor a diferença de

ponto de ebulição, maior será o número de pratos teóricos necessários para uma

separação eficiente.

A eficiência da separação depende também da velocidade de

aquecimento do balão e da velocidade com que o líquido é destilado. Se o

aquecimento é muito forte a coluna como um todo sofrerá um aquecimento

quase uniforme, prejudicando a separação da mistura.

Figura 2 – Representação gráfica dos pratos teóricos

7. Destilação fracionada – A destilação fracionada é empregada quando

a diferença entre os pontos de ebulição dos líquidos da mistura é menor do que

80oC.É um método de separação de misturas líquidas,onde uma parte da

mistura é destilada, tornando-se mais rica na substância mais volátil, isto é, de

48

ponto de ebulição mais baixo. A mesma é novamente destilada, obtendo-se um

líquido ainda mais rico na substância mais volátil. Continua-se o processo até

que reste apenas a substância mais volátil.

Figura 3 – Representação gráfica de uma destilação fracionada.

8. Misturas Azeotrópicas – São misturas que se comportam como se

fossem substâncias puras em relação à ebulição, isto é, a temperatura mantém-

se inalterada do início ao fim da ebulição.

49

EXPERIMENTO 5 - Destilação Fracionada de uma mistura binária

1) OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Separar os componentes de uma mistura binária

Avaliar a eficiência de uma coluna de fracionamento

2 ) MARCHA ANALÍTICA


1 termômetro 0 – 100°C, 1 coluna de fracionamento, 1 condensador, 1 balão de

250 mL, 2 provetas de 50 mL, 1 proveta de 100 mL, pérolas de vidro, manta de

aquecimento, erlenmeyer, e/ou balão coletor, 250 mL de tolueno e 250 mL de

benzeno.


Tome 25 mL de tolueno, 75 mL de benzeno e 3 pérolas de vidro e

coloque-os no frasco de destilação. Aqueça o sistema lentamente, de tal modo

que a velocidade de destilação seja constante, e não mais que uma gota de

destilado por 3 segundos. Recolha o destilado numa proveta de 100 mL,

evitando que haja evaporação. Anote a temperatura a cada 2 mL de destilado,

até completar a destilação.

Para evitar flutuações da temperatura, envolva a coluna com uma folha de

papel alumínio.

Repita o processo, utilizando como quantidades iniciais os seguintes

volumes:

Benzeno (mL) Tolueno (mL)

10

50

25

90

90

50

75

10

50

3) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS:

Trace o gráfico do volume do destilado em função da temperatura para

cada sistema estudado. (O melhor gráfico é obtido se cada 15°C corresponde a

5 cm de papel milimetrado e cada 5 mL de volume correspondem a 1 cm no

papel milimetrado).

51

TÓPICO 6: VISCOSIDADE DE LÍQUIDOS

1) INTRODUÇÃO

Densidade – As densidades dos líquidos são muito maiores que as densidades

os gases sob as mesmas condições. A densidade de um líquido é diretamente

proporcional ao seu peso molecular e inversamente proporcional ao seu volume

molecular e também depende do arranjo espacial no líquido.

O efeito geral do aumento de temperatura num líquido, assim como um

gás, é aumentar a energia cinética de suas moléculas, de modo que as atrações

intermoleculares se tornem menos importantes. Conseqüentemente, um

aumento da temperatura resulta, em geral, num aumento no volume de um

líquido, embora o aumento relativo do volume seja muito menor do que no caso

de um gás.

Tensão superficial – Uma propriedade característica de um líquido é sua

tensão superficial, a mesma é definida como a força que evita a expansão da

superfície de um líquido. A tensão superficial é causada pelas atrações

intermoleculares, qualquer fator que enfraqueça essas atrações ou as torne

relativamente menos importante diminuirá a tensão superficial. Por exemplo, um

aumento na temperatura diminuirá a tensão superficial.

A tensão superficial é responsável pela subida e pela descida de líquidos

em tubos capilares (diâmetro muito pequeno). A água, por exemplo, é um líquido

que sobe num tubo capilar de vidro; o mercúrio é um líquido que desce. Esta

diferença de comportamento vem do fato de que as moléculas de água são mais

fortemente atraídas por uma superfície de vidro do que se atraem uma às outras.

As moléculas de mercúrio, por outro lado, são mais fortemente atraídas umas

pelas outras do que pelo vidro.

Desta forma, as moléculas do mercúrio se aglomeram e se afastam do

vidro, formando uma superfície convexa (depressão capilar), mas as moléculas

da água são puxadas em direção ao vidro. A água se espalha e produz uma

superfície côncava (ascensão capilar).

Quanto maior for a tensão superficial dos líquidos cujas moléculas sejam

atraídas por uma superfície de vidro, mais alto eles subirão em tubos capilares

52

de vidro. Em conseqüência, podemos usar a ascensão capilar como uma medida

de tensão superficial de tais líquidos.

Viscosidade - O lento escoamento de líquidos, tais como óleos lubrificantes e o

melaço, bem como o rápido, mas não instantâneo escoamento de outros

líquidos, como a água, são efeitos familiares de uma propriedade comum a todos

os líquidos e conhecida como viscosidade.

A viscosidade é a resistência do líquido ao escoamento, e, como a maioria

das propriedades dos líquidos, é causada por forças de atração

intermoleculares; consequentemente, quando a temperatura de um líquido

aumenta, sua viscosidade diminui.

O volume (V) de líquido que escoa por um tubo capilar de raio r, no tempo

t, sob pressão p é dado pela equação de Poiseuille:

V = π p t r4

8 l η

onde l é o comprimento do capilar.

No viscosímetro de Ostwald é medido o tempo necessário para um bulbo

contendo líquido ser esvaziado mediante escoamento através de um capilar sob

a ação da gravidade. É comum efetuarem-se determinações relativas em vez

das absolutas com esse instrumento, de modo que as dimensões do capilar e o

volume do bulbo não precisam ser conhecidos.

O tempo t0 necessário para um líquido de viscosidade conhecida η0, geralmente

a água, escoar do bulbo é anotado, o tempo t para o líquido de viscosidade

desconhecida é igualmente medido. A viscosidade desconhecida é então:

η = p t η0

p0 t0

onde p0 e p são as densidades da água e do outro líquido.

Figura 1 – Viscosímetro de Ostwald

53

As teorias hidrodinâmicas para o escoamento de líquidos e gases são

muito semelhantes. Os mecanismos cinético-moleculares diferem largamente

como poderíamos inferir imediatamente das diferentes dependências em relação

à temperatura e à pressão das viscosidades de líquidos e gases.

Num gás, a viscosidade aumenta com a temperatura e praticamente

independe da pressão. Num líquido, a viscosidade aumenta com a pressão e

decresce com o aumento da temperatura.

A relação dos coeficientes de viscosidade dos líquidos com a temperatura

é dada pela equação de Carrancio:

η = A. exp(B/RT)

ou

ln η = A + B/RT

onde A e B são constantes próprias dos líquidos dados, sendo B uma medida de

energia necessária para fazer o líquido fluir. A partir dessa equação pode-se

obter uma reta, lançando ln η em função de 1/T.

54

EXPERIMENTO 6 - DETERMINAÇÃO DO COEFICIENTE DE VISCOSIDADE

PELO VISCOSIMETRO DE OSTWALD


Determinar o coeficiente de viscosidade de alguns líquidos a várias

temperaturas, utilizando o viscosímetro de Ostwald.


2.1) MATERIAL E REAGENTES

1 viscosímetro de Ostwald, 1 cronômetro, 1 densímetro, tubo de borracha, 1

pipeta (seu volume depende do volume do viscosímetro), 1 termômetro 0 –

100°C, 1 banho termostático, tetracloreto de carbono, acetona e metanol.


1ª Parte: Lavar o viscosímetro com uma solução sulfônica e seque-o muito bem.

A solução sulfocrômica é usada para o desengorduramento de vidraria é

extremamente oxidante, ela pode ser usada até adquirir uma cor esverdeada.

Para o descarte, diluir em grandes volumes de água ou neutralizar com hidróxido

de sódio.

Determinar o volume de água necessário para que o tubo fique cheio até

2/3 da sua altura, de tal modo que o líquido fique abaixo da extremidade inferior

do capilar.

Colocar o viscosímetro, contendo em seu interior o volume de água

determinado acima, num banho termostático a 25°C. Espere que o sistema atinja

o equilíbrio térmico.

Por sucção, através do tubo de borracha, eleve o líquido no interior do

tubo até preencher a dilatação pequena e passar um pouco acima da marca

superior. Deixar o líquido escoar para verificar se o escoamento está se

processando convenientemente e sem que as gotas fiquem aderidas às paredes

do tubo. Se isto acontecer, o viscosímetro deve ser esvaziado e novamente

limpo com cuidado.

Tornar a aspirar o líquido até uns 2 centímetros acima da marca superior

(reproduzir sempre esta mesma posição em todas as medidas, não devendo

elevar-se acima do nível da água do banho termostático) e mantenha a posição

55

pinçando o tubo de borracha. Abre-se a pinça. Quando o menisco do líquido

passar pelo traço superior, dê partida ao cronômetro. Quando o menisco

alcançar a marca inferior, trave o cronômetro.

Repetir a determinação cinco vezes com o mesmo líquido.

Se o viscosímetro estiver convenientemente limpo, os tempos de

escoamento não diferirão de mais de 0,2%. No caso de tempos de escoamento

diferirem de mais de 0,2%, precisa-se examinar cuidadosamente a técnica e o

material para encontrar a origem dos erros.

Retirar o viscosímetro do banho termostático e secá-lo muito bem.

Utilizando o densímetro, determinar a densidade da água na temperatura

do banho termostático.

Tornar a colocar o viscosímetro no banho termostático. Por meio da pipeta

coloque no viscosímetro a substância cuja viscosidade deve ser determinada no

mesmo volume que anteriormente. Esperar 15 a 20 minutos para que se

estabeleça o equilíbrio térmico.

Depois executar uma série de determinações do tempo de escoamento,

tendo o cuidado de conduzir as operações nas mesmas condições anteriores.

Com o auxilio do densímetro, determinar a densidade do líquido-problema à

temperatura do banho termostático.

Fazer o experimento, utilizando como líquido-problema o tetracloreto de

carbono, a acetona e o metanol.

2ª Parte: Repetir o processo acima nas temperaturas de 10, 20, 30, 40 e 50°C,

desde que a temperatura de ebulição do líquido-problema não esteja muito

próxima da temperatura do banho termostático. Para cada temperatura, fazer os

experimentos com água e com os líquidos-problemas.


1ª Parte: À pressão de uma atmosfera, a viscosidade da água é dada na tabela

a seguir.

56

TABELA 1 – Coeficiente de viscosidade e densidade da água a várias

temperaturas

Temperatura

(°C)

Coeficiente de viscosidade

(mpoise)

Densidade

(g.cm-3)

10

15

20

25

30

35

40

50

60

13,07

11,39

10,02

8,904

7,975

7,9194

6,529

5,468

4,665

0,99973

0,99913

0,99822

0,99707

0,99568

0,99406

0,99225

0,98807

0,98323

Para cada líquido-problema, complete a seguinte tabela sem eu caderno:

Amostra ηH2O dH2O tH2O d t η

Tirar a média dos resultados e, se for necessário, faça um cálculo de erro.

Discutir os erros e compare seus resultados com os publicados.

2ª Parte: Para cada líquido e para cada temperatura repita o tratamento acima e

completar, em seu caderno, a tabela abaixo:

Líquido-problema T (K) T-1 η ln η

Lançar em gráfico, para cada líquido, o logaritmo do coeficiente de

viscosidade em função do inverso da temperatura absoluta.

Determinar graficamente as duas constantes A e B para cada líquido. Se

for necessário, calcular estas constantes pela reta dos mínimos quadrados.

57

TÓPICO 7: ISOTERMAS DE ADSORÇÃO

1) INTRODUÇÃO

Adsorção – É um fenômeno físico como uma mudança de estado, por exemplo,

uma liquefação. Ela é bem diferente da quimissorção, que na realidade, é um

fenômeno químico, isto é, uma verdadeira reação da fase fluida sobre a sólida. A

quimissorção é, portanto, um fenômeno altamente seletivo, porque a reação em

geral acontece entre uma dada superfície sólida e certo reagente fluido.

Nas experiências de adsorção medem-se os volumes de gás ou massas

de fluidos por grama de adsorvente sólido, em função da temperatura, à pressão

constante. Assim, são obtidas as isotermas de adsorção, ou ainda, quando se

faz a pressão constante, as isóbaras de adsorção, o que é raro.

Adsorção Física – Se entre o adsorvato e a superfície do adsorvente agirem

apenas forças Van der Waals, a adsorção é denominada física. As moléculas

encontram-se fracamente ligados à superfície e os calores de adsorção são

baixos, de uns poucos quilojoules no máximo, e comparam-se, assim, ao calor

de vaporização do adsorvato.

O aumento da temperatura produz uma diminuição notável na quantidade

adsorvida. Como a forças de Van der Waals são iguais às que produzem

liquefação, a adsorção não pode ocorrer a temperaturas muito acima da

temperatura crítica do adsorvato gasoso.

Ainda, se a pressão do gás possuir valores próximos à pressão de vapor

de equilíbrio apresentando pelo adsorvato líquido, então ocorrerá uma adsorção

mais intensa, em camadas múltiplas. A figura 1 mostra o gráfico da quantidade

de material adsorvido em função de p/pº = 1 cada vê mais gás é adsorvido; este

grande aumento na adsorção antecipa e completa a liquefação do gás, que seria

verificada à pressão pº se o sólido não estivesse presente.

Adorção química – Quando as moléculas adsorvidas reagem quimicamente

com a superfície, o fenômeno é denominado de adsorção química. Como na

adsorção química ligações são rompidas e formadas, o calor de adsorção é da

mesma ordem dos calores de reação química, variando de alguns quilojoules

58

até, aproximadamente, 400kJ. A adsorção química não prossegue além da

formação de uma única camada sobre a superfície do adsorvente.

Figura 1 – Adsorção em camada múltipla.

Isoterma de Freundlich - Corresponde a uma distribuição exponencial de

calores de adsorção. Este modelo pode ser expresso por:

log x/m = log K + 1/n . log c

onde x é a massa da substância adsorvida, m é a massa do adsorvente

sólido, c é a concentração da solução e K e n são constantes.

Para um dado sistema a quantidade de soluto adsorvido é função da

quantidade e da superfície do adsorvente (fase sólida), da concentração do

adsorvato e da temperatura.

Assim, quando a adsorção, medida por (x/m), é dada em função do

logaritmo da concentração a uma temperatura fixa, tem-se uma reta denominada

isoterma de adsorção.

59

EXPERIMENTO 7 – Determinação da Isoterma de Adsorção da reação entre

o carvão vegetal e o ácido acético


Estudar a adsorção do ácido acético sobre carvão vegetal em

função da concentração do ácido.

2 ) MARCHA ANALÍTICA


6 erlenmeyers de 250 mL, 2 buretas de 50 mL, 1 pipeta de 10 mL, 1 pipeta de 25

mL, 1 pipeta de 50 mL, 6 balões volumétricos de 100 mL, 1 becker de 250 mL, 1

funil, papel de filtro, 200 mL de ácido acético 1M, 500 mL de hidróxido de sódio

1M, 20g de carvão ativo e fenolftaleína.

2.2 )TÉCNICA EXPERIMENTAL

Colocar 20g de carvão ativo num becker, lave-o com água destilada, filtre-

o e coloque-o numa estufa a pelo menos 120°C por hora. Retire o carvão e deixe

esfriar em dessecador.

Preparar 200 mL de uma solução de ácido acético 1M e padronize-a,

titulando 25 mL de uma solução de NaOH 1M, usando fenolftaleína como

indicador. Com o restante da solução padronizada prepare seis soluções de 100

mL de ácido acético nas concentrações 0,5 a 0,01M. Para isto tome seis balões

volumétricos de 100 mL e adicionar:

Amostra 1 2 3 4 5 6

Ácido acético padronizado (mL) 50 25 10 5 2 1

Água destilada (mL) 50 75 90 95 98 99

Concentração obtida (M) 0,5 0,25 0,10 0,05 0,02 0,01

Pesar seis erlenmeyers com rolhas, seis amostras de carvão de 2g cada

uma (faça as pesagens rapidamente, para evitar adsorção de impurezas da

atmosfera). Transferir as soluções preparadas para os erlenmeyers que contêm

60

carvão ativo e anote o tempo. Deixe a adsorção perfazer-se por 45 minutos,

agitando esporadicamente. Deixe o carvão decantar e filtre.

Tomar 10 mL da amostra 1 e titule com hidróxido de sódio 1M, utilizando

como indicador a fenolftaleína. Fazer a mesma titulação com as amostras 2, 3,

4, 5 e 6, tomando porções de 10, 25, 25, 50 e 50 mL, respectivamente.

3 ) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS

A partir da titulação inicial do ácido acético, das quantidades colocadas

em cada frasco e dos resultados das titulações, completar a tabela seguinte:

Amostra mHAc inicial mHAc inicial m x log x log [HAc]

Lançar em gráfico log (x/m) versus [HAc].

Determinar coeficiente linear e o coeficiente angular da reta obtida, para

que se possa usar a reta dos mínimos quadrados.

Determinar a constante K e o valor de n a partir da equação dada no início

deste experimento

61

TÓPICO 8 : ORDEM DE UMA REAÇÃO

1) INTRODUÇÃO

A cinética química estuda a velocidade das reações químicas com todos

os fatores que a influenciam, como temperatura, pressão, parâmetros cinéticos,

etc. os parâmetros cinéticos especialmente a ordem de uma reação, é o objetivo

deste trabalho. Este visa calcular a ordem de uma reação por meio do método

das concentrações em excesso.

Nesse método, as concentrações dos reagentes em excesso são

consideradas constantes. Por exemplo; a equação cinética da reação de

Maucout-Fissen:

2222

IO2H2H2IOH

Dada por: a

22

22OH K

dt

OH d.

Isso se a reação for realizada em meio ácido com a concentração de

iodeto superior a concentração de peróxido de hidrogênio. Desse modo, se a

reação for de 1ª ordem em relação ao 22

OH , existirá uma relação linear entre

22OH ogl e o tempo e, se for de 2ª ordem, o tempo será proporcional a

1

22OH . Portanto, a reação química realizada em laboratório será analisada

e, após os dados tabelados e plotação dos gráficos verificar-se-á se a reação é

de 1ª ordem ou de 2ª ordem.

ORDEM DE UMA REAÇÃO

A expressão matemática da velocidade de uma reação, determinada

experimentalmente, é: v = k .[A]a . [B]b

A soma dos expoentes a + b +.... recebe o nome de ordem da reação.

Vejamos a seguir como as reações se classificam:

a) Reações de primeira ordem: são aquelas que a velocidade é

proporcional à primeira potência da concentração. Genericamente, é

expressa pela reação:

A produtos

62

Considerando que o mecanismo de reação seja em uma única etapa, teremos:

v = k.[A]1

b) Reações de segunda ordem: são aquelas em que a velocidade é

proporcional à segunda potência (quadrado) da concentração. Para as equações

genéricas, representadas pelas equações:

A + B produtos ou 2A produtos

Considerando que o mecanismo de reação seja em uma única etapa, temos:

v = k.[A]2 e v = k.[A]1 . [B]1

c) Reações de terceira ordem: são aquelas em que a velocidade é proporcional

à terceira potência (cubo) das concentrações. Para as reações genéricas,

representadas pelas equações:

A + B + C produtos ou 2A + B produtos ou 3A produtos

Considerando que o mecanismo de reação seja em uma etapa teremos,

respectivamente:

v = k.[A]1 . [B]1 . [C]1

v = k.[A]2 . [B]1

v = k.[A]3

As reações de terceira ordem são raras e envolvem, geralmente, nitrogênio e

seus óxidos.

d) Reações de ordem zero: são as reações cuja velocidade é constante, isto é,

independe da concentração.

v = k ou v = k.[R]0

63

A velocidade é determinada por algum outro fator, como absorção de luz

em certas reações fotoquímicas ou a área do catalisador em certas reações de

superfície.

Parece que a ordem de reação e molecularidade (número de moléculas

de reagentes que participam da reação) se confundem, isto é, que uma reação

unimolecular (uma molécula de reagente) é também de primeira ordem, e uma

reação bimolecular é de segunda ordem. Freqüentemente isto é verdade. No

entanto, devido aos mecanismos de reação, nem sempre molecularidade indica

diretamente a ordem. Portanto, é necessário fazer uma distinção entre estes dois

termos.

É importante notar que a ordem de reação é uma grandeza que pode ser

medida experimentalmente sem o conhecimento prévio do mecanismo de

reação. De fato, a ordem é determinada a partir de escolha da expressão

matemática para a velocidade de reação que seja mais adequada aos dados

experimentais obtidos. A ordem não pode ser determinada apenas pela

observação da reação química que representa a reação.

64

EXPERIMENTO 8 - DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE UMA REAÇÃO:

MÉTODO DAS CONCENTRAÇÕES EM EXCESSO


Determinar a ordem cinética de uma reação química utilizando o

método das concentrações em excesso.



1 pipeta de 20 mL, 1 balão volumétrico de 500 mL, 1 pipeta de 5 mL, 1

becker de 250 mL, 2 buretas de 50 mL, 1 proveta estandardizada de 100 mL, 1

cronômetro, 1 termômetro (0 – 100ºC), 30 mL de água oxigenada 3% diluída até

500 mL com água destilada, 100 mL de iodeto de potássio 1M, 50 mL de ácido

sulfúrico 3M, 300 mL de tiossulfato de sódio 0,1M e 50 mL de solução amido

0,5%.


Colocar numa bureta tiossulfato de sódio 0,1M.

Tomar 1 becker de 250 mL e adicionar pela ordem: 150 mL de água

destilada, 20 mL de KI 1M; 10 mL de H2SO4 3M, 2 mL de Na2S2O3 0,1M e 5 mL

da solução de amido. Agitar lentamente e meça a temperatura da solução.

Tomar em uma proveta estandardizada 20 mL da solução de H2O2

padronizada e adicionar à solução, disparando o cronômetro. Agitar a solução,

anote o tempo em que a solução se torna azul e adicione imediatamente mais 2

mL de tiossulfato de sódio.

Anotar o tempo em que a solução se torna novamente azul. Adicionar

novamente 2 mL de tiossulfato de sódio e repita a operação por 10 vezes.

Repetir a operação completa pelo menos três vezes.


Para cada conjunto de operação completar a seguinte tabela:

Tempo Volume de tiossulfato

de sódio adicionado

[H2O2] log [H2O2]

][

1

22OH

65

Lançar em gráfico o tempo em função de log [H2O2] e lançar em outro

gráfico [H2O2]-1 versus tempo e determinar se a reação é de 1ª ou de 2ª ordem.

Determinar a inclinação da reta pelo método dos mínimos quadrados.

Comparar os coeficientes angulares das três operações experimentais. Calcular

o erro, sendo necessário.

Calcular a constante cinética da reação química.

66

TÓPICO 9 : CÉLULA ELETROLÍTICA

1) INTRODUÇÃO

Quando se imerge em uma solução iônica dois eletrodos

(geralmente metais) ligados externamente por condutor metálico, obtêm-se uma

célula eletroquímica. Ligando-se os eletrodos aos pólos da pilha e passando-se

uma corrente elétrica por esta solução, tal que seja uma reação de óxido-

redução, tem-se uma célula eletrolítica.

Neste caso, os elétrons que chegam a um dos eletrodos (Cátodo)

são captados pelos cátions da solução. Estes se reduzem ( M+n + n .e M0 )

e podem depositar-se sobre o eletrodo. Segundo Faraday, a massa, m, do

elemento depositado no cátodo é dada pela equação:

qN

tiEm

z

ME

Onde E é o equivalente químico da substancia depositada (massa

atômica dividida pelo número de carga do íon), i é a intensidade média ,em

ampères, da corrente usada durante a eletrólise, t é o tempo de processamento

da eletrólise (em s), N é o número de Avogadro e q é a carga unitária que

equivale a 1,602.10-19 C.

Portanto, se numa eletrólise m, i, t são determinados para um

cátion conhecido, esta equação permite calcular o numero de Avogadro.

67

Experimento 9 - Determinação do Número de Avogadro


Determinar o número de Avogadro e discutir as leis de Faraday

utilizando-se uma célula eletrolítica.



1 Becker de 100mL, 2 eletrodos de cobre de 5 x 100 mm,1cronômetro,1 pipeta

de 25mL,1 resistência variável de 500 e 75 W, Amperímetro 0 – 250 mA ou

Multímetro, Fonte de corrente contínua(bateria de 12V),20g de Sulfato de Cobre

pentahidratado,2 mL de ácido sulfúrico concentrado,1g de uréia,Álcool

etílico,Ácido nítrico 1:1.


Tomar os eletrodos de cobre e lave-os com ácido nítrico, água e depois álcool

etílico. Seque-os em estufa a 1100C. Deixar esfriar e pesar um dos eletrodos

com precisão de 0,1mg. Este eletrodo servirá de catodo.

Tomar um becker de 100mL e preparar a seguinte solução aquosa:

misture 2,5 g de sulfato de cobre pentahidratado, 1 mL de ácido nítrico 1:1, 4 mL

de ácido sulfúrico concentrado e 1g de uréia, completando até 100 mL de água.

Montar o sistema apresentado na figura 1:

Figura 1- Célula eletrolítica para determinação do número de Avogadro

Fechar o circuito utilizando a chave de controle e ajuste a resistência R

de tal modo que 100 miliamperes passem pela solução e no mesmo instante

68

acione o cronômetro. A cada minuto ajustar a tensão se necessário para manter

a corrente constante. Deixar o sistema ligado exatamente 10 minutos.

Retirar o cátodo da solução e lave com água e álcool. Secá-lo em estufa a

1100C. Pesar com precisão de 0,1mg.

Repetir o processo nas seguintes condições.

Tempo

(minuto)

Intensidade da corrente

( mA )

20 50

20 100

20 200

50 100

3)TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS

Determinar as massas de cobre depositadas no cátodo através da

diferença entre as pesagens iniciais para cada caso.

Calcular a partir da equação anterior o número de Avogadro usando os

diferentes tempos e as diferentes correntes elétricas do experimento.

Discutir a precisão do método no cálculo do número de Avogadro.

69

TÓPICO 10 : CONDUTOMETRIA

1) INTRODUÇÃO

A condutância, L, de um condutor é definida como sendo o inverso de sua

resistência, isto é, L = R-1 = k . A/d,

onde L é expressa em ohm-1, d é o comprimento do condutor, k é a

condutividade ou condutância específica e A é a área do condutor. A relação A/d

é denominada constante da célula.

A condutividade de uma solução eletrolítica varia com a concentração da

solução, com as cargas e a natureza dos íons e com a temperatura. Deste

modo, é conveniente só comparar a condutividade de soluções que contenham o

mesmo número de cargas, trabalhando com a condutância molar ou com a

condutância equivalente , dada como a condutividade de soluções contendo

um equivalente de cargas por cm3.

= 1000. k . c-1

onde c é a concentração da solução em equivalentes por litro.

A condutância equivalente varia com a concentração e, extrapolando a

uma concentração zero, tem-se o valor da condutância equivalente á diluição

infinita 0. A relação entre a condutância equivalente e a condutância

equivalente à diluição infinita, para eletrólitos fortes é:

= 0 - b. c

onde b é uma constante.

Para soluções aquosas de KCl, a 250C, a relação entre a condutância

equivalente e a concentração em equivalente por litro pode ser calculada a partir

da equação empírica de Shedlowsky:

= 149,82 – 93,85 c + 94,9 . c .(1 – 0,2274 c )

A condutância equivalente de um eletrólito à diluição infinita é o resultado

das contribuições do cátion e do ânion, tal que:

0 = o

+ + o -

onde o+ e o

- são as condutâncias iônicas equivalentes do cátion e do ânion,

respectivamente.

70

Quando o eletrólito é fracamente dissociado, varia com a concentração,

principalmente porque o grau de dissociação, , varia fortemente com a

concentração. Numa primeira aproximação pode-se chegar à relação:

o

Uma vez calculado 0 e determinada experimentalmente a condutância

equivalente, , é possível calcular o grau de dissociação real do eletrodo fraco,

nesta concentração, e daí a constante de dissociação.

71

EXPERIMENTO 10 - Determinação da condutância de um eletrólito


Determinar a condutância equivalente à diluição infinita de

um eletrólito forte e o grau de dissociação de um eletrólito

fraco.



1 condutivímetro,10 balões volumétricos de 100 mL, 1 balão

volumétrico de 250 mL,1 pipeta de 50 mL, 2 beckers de 100 mL,1 bureta de 50

mL,1 banho termostático, 250 mL de cloreto de potássio 0,1M, 250mL de ácido

acético 0,05M.

2.2)TÉCNICA EXPERIMENTAL

1ª Parte: Calibração da célula

Preparar duas soluções de 100 mL de cloreto de potássio nas

concentrações 0,1 e 0,01M.

Lavar cuidadosamente as células de condutividades com álcool etílico e

depois com água destilada, tomando precauções para evitar sua quebra.

Colocando-as em água destilada, enquanto não as estiver usando.

Ligar o interruptor do condutivímetro para aquecê-lo.

Ligar a célula de condutividade no soquete apropriado.

Tomar 100mL de uma das soluções de cloreto de potássio e coloque-os

em um becker de 200mL. Colocar nesta solução a célula de condutividade, tal

que toda a placa da célula seja coberta.

Acionar a escala do seletor de intervalo para que haja possibilidade de

leitura. Girar lentamente o potenciômetro de balanço com escala até o ponto de

equilíbrio.

Ler e anotar, em ohm, o resultado e multiplique pelo fator da escala do

seletor. Anotar a temperatura em que a medida for efetuada.

Repetir o processo para a solução de cloreto de potássio.

Desligar o aparelho da rede elétrica e lave a célula com água destilada.

72

2ª Parte: Determinação da condutância equivalente e da constante da célula

Preparar 10 soluções de cloreto de potássio, de 100 mL, cujas

concentrações vão de 0,1 a 5.10-5 N (use o método de diluição).

Colocar os frascos num banho termostático a 250C e deixar atingir o

equilíbrio térmico.

Determinar a resistência de cada solução como foi explicado na 1ª Parte.

Após cada determinação lavar bem a célula com água destilada e em

seguida lave-as várias vezes com a solução a ser utilizada.

Determinar também a resistência da água destilada pura.

3ª Parte: Determinação da constante de dissociação do ácido acético.

A partir da solução de ácido acético 0,05M preparar, por diluição, mais

quatro soluções nas concentrações 0,01M; 0,025M; 0,005M e 0,0025M.

Colocar todas as soluções em banho termostático a 250C. Esperar atingir

o equilíbrio térmico.

Determinar a resistência de cada solução conforme foi explicado na 1ª

Parte.


1ª Parte: Calcular a constante da célula utilizando a equação dada, e os valores

da condutividade dados na tabela abaixo:

[KCl]

Temperatura (ºC)

18 20 25

Condutividade

(cm. -1)

0,1M

0,01M

0,01119

0,001125

0,01167

0,001278

0,01289

0,001413

2ª Parte: Calcular as condutâncias equivalentes. Fazer o gráfico da condutância

em função de c e extrapolar para a concentração zero. Determinar o valor de

0 .

3ª Parte: Determinar para cada solução a partir das equações anteriores

descritas. Fazer o gráfico versus c e determinar 0 por extrapolação.

Calcular a partir da equação = / o (use 0 = 390 -1. cm2 . mol-1 ) e

73

determinar a constante de dissociação para cada solução, sabendo que, para o

ácido acético,

k = c . 2(1 - )-1

74

BIBLIOGRAFIA 1. ATKINS, P. W. Físico-Química. Vol. 1. 6a Ed. Rio de Janeiro: L. T. C. Editora S.A., 1999. 252 p. 2. ATKINS, P. W. Físico-Química. Vol. 2. 6a Ed. Rio de Janeiro: L. T. C. Editora S.A., 1999. 382 p. 3. ATKINS, P. W. Físico-Química. Vol. 3. 6a Ed. Rio de Janeiro: L. T. C. Editora S.A., 1999. 159 p.

4. BUENO, W. A. DEGRÈVE, L. Manual de Laboratório de Físico-Química. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1980. 283 p. 5. CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: L. T. C. Editora S.A., 1986. 482 p. 6. CHAGAS, A. P. Termodinâmica Química. Campinas: Editora da Unicamp, 1999. 409 p. 7. CROW, D. R. Principles and Applications of Electrochemistry. 4a Ed. Glasgow: Blackie Academic & Professional, 1994. 282 p.

8. FORMOSINHO, S. J. VARANDAS, A. J. C. Estrutura e Reactividade Molecular. Lisboa: Fundação Calouste Gulbenkian, 1985. 13 p. 9. LEVESNSPIEL, O. Engenharia das Reações Químicas. Vol. 1. Cinética Química Aplicada. São Paulo: Edgard Blucher Ltda, 1974. 211 p. 10. MACEDO, H. Físico-Química I. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1981. 627p. 11. METZ, C. R. Físico-Química. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1979. 626p. 12. MOORE, W. J. Físico-Química.Vol. 1. São Paulo: Edgard Blucher Ltda, 1976. 383 p. 13. MOORE, W. J. Físico-Química.Vol. 2. São Paulo: Edgard Blucher Ltda, 1976. 481 p. 14. PILLA, Luiz. Físico-Química. Vol. 1. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1980. 451 p. 15. PILLA, Luiz. Físico-Química. Vol. 2. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1980. 457 p.

16. PILLING, M. J. SEAKINS, P. W. Reaction Kinectics. Oxford University Press, 1995. 305 p.

75

17. RANGEL, R. N. Práticas de Físico-Química. Vol. 1. Editora Edgard Blucher Ltda, São Paulo, 1988. 177 p. 18. RANGEL, R. N. Práticas de Físico-Química. Vol. 2. Editora Edgard Blucher Ltda, São Paulo, 1988. 157 p.

19. SOUZA, A. A. FARIAS, R. F. Cinética Química – Teoria e Prática. Campinas: Editora Átomo, 2008. 88 p.

20. TICIANELLI, E. A. GONZALEZ, E. R. Eletroquímica. São Paulo: EDUSP, 1998. 225 p.

experimento: destilaÇÃo fracionada

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