FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
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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
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FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
Antonio Claudio Lima Moreira Bastos
Elizabeth Maria Soares Rodrigues
José Pio Iúdice de Souza
Belém 2011
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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
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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
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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.
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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
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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.
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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).
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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
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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.
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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.
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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).
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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.
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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.
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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
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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.
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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).
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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:
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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.
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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)
2) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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.
2) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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:
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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.
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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
1) OBJETIVO ESPECÍFICO
Determinar o coeficiente de viscosidade de alguns líquidos a várias
temperaturas, utilizando o viscosímetro de Ostwald.
2) MARCHA ANALÍTICA
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.
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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.
3) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS
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
1) OBJETIVO ESPECÍFICO
Estudar a adsorção do ácido acético sobre carvão vegetal em
função da concentração do ácido.
2 ) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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
1) OBJETIVO ESPECÍFICO
Determinar a ordem cinética de uma reação química utilizando o
método das concentrações em excesso.
2) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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%.
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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.
3) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS
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
1) OBJETIVO ESPECÍFICO
Determinar o número de Avogadro e discutir as leis de Faraday
utilizando-se uma célula eletrolítica.
2) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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.
2.2) TÉCNICA EXPERIMENTAL
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
1) OBJETIVO ESPECÍFICO
Determinar a condutância equivalente à diluição infinita de
um eletrólito forte e o grau de dissociação de um eletrólito
fraco.
2) MARCHA ANALÍTICA
2.1) MATERIAIS E REAGENTES
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.
3) TRATAMENTO DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS
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
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