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PRÁTICAS DE FÍSICO-QUÍMICA 1 2010

Praticas de Fisico Quimica 1

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PRÁTICAS DE FÍSICO-QUÍMICA

1

2010

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Práticas

Química não se Decora, Compreende!

Práticas de Físico-Química 1 2

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Sumário

1. NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA ...... 4

2. DESCARTE DE REJEITOS (RESÍDUOS) ......................................................... 6

2.1 ALGUMAS ORIENTAÇÕES BÁSICAS ............................................................ 6

2.1.1 Resíduos insolúveis não-perigosos: .......................................................... 6

2.1.2 Resíduos sólidos solúveis não-perigosos: ................................................ 7

2.1.3 Resíduos líquidos orgânicos não-perigosos: ............................................. 7

2.1.4 Resíduos perigos genéricos: ..................................................................... 7

2.1.5 Ácidos e bases inorgânicos fortes: ............................................................ 7

2.1.6 Agentes oxidantes e redutores: ................................................................. 7

3. ACIDENTES COMUNS NO LABORATÓRIO ..................................................... 8

3.1 Queimaduras .................................................................................................... 8

3.2 Intoxicação por gases ....................................................................................... 8

3.3 Ingestão de substâncias tóxicas ....................................................................... 8

3.4 Ácido nos olhos ................................................................................................ 8

3.5 Base nos olhos ................................................................................................. 8

4. ROTEIRO EXPERIMENTAL 1: A LEI DE BOYLE .............................................. 9

5. ROTEIRO EXPERIMENTAL 2: A LEI DE CHARLES ....................................... 13

6. ROTEIRO EXPERIMENTAL 3: DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS ...... 17

7. ROTEIRO EXPERIMENTAL 4: DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS E VARIAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA ... 20

8. ROTEIRO EXPERIMENTAL 5: DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÕES E APLICAÇÃO DA LEI DE HESS .......................................................... 22

9. ROTEIRO EXPERIMENTAL 6: VOLUME MOLAR PARCIAL .......................... 26

10. ROTEIRO EXPERIMENTAL 7: COEFICIENTE DE PARTIÇÃO .................. 29

11. ROTEIRO EXPERIMENTAL 8: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PELO MÉTODO DE DISTRIBUIÇÃO .................................................. 35

12. ROTEIRO EXPERIMENTAL 9: REFRAÇÃO MOLAR ................................. 44

13. ROTEIRO EXPERIMENTAL 10: DETERMINAÇÃO DO COEFICIENTE DE VISCOSIDADE PELO MÉTODO DE OSTWALD E REFRAÇÃO MOLAR ................ 47

14. ROTEIRO EXPERIMENTAL 11: POLARIZABILIDADE ............................... 53

15. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS............................................................. 57

16. CONSULTA RÁPIDA ................................................................................... 59

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1. NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA

A segurança no laboratório é uma responsabilidade que deve ser assumida por professores, monitores e alunos. No recinto do laboratório não é permitida brincadeiras que possam provocar danos para si ou outras pessoas. Apesar disso, os laboratórios de química não são necessariamente lugares perigosos, embora muitos dos perigos estejam associados a eles.

Acidentes são, na maioria das vezes, causados por falta de cuidado, ignorância e desinteresse pelo assunto.

Embora não seja possível enumerar todas as causas de possíveis acidentes no laboratório, existem alguns cuidados que são básicos e que, se observados, ajudam a evitá-los:

1. É PROIBIDO comer, beber ou fumar no laboratório.

2. Evite trabalhar sozinho no laboratório, a presença de outras pessoas será sempre uma valiosa ajuda em caso de acidentes.

3. Prepare-se antes de tentar realizar os experimentos. Procure ler e entender os roteiros experimentais; consulte a literatura especializada. Em caso de dúvidas, discuta o assunto com o professor antes de tentar fazer o experimento.

4. Utilize, sempre que necessário, materiais que possam garantir a maior segurança no trabalho, tais como: luvas, pinças, óculos de segurança (obrigatório), jaleco (obrigatório), etc. Procure manter seu jaleco limpo.

5. Conserve sempre limpos os equipamentos, vidrarias e sua bancada de trabalho. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, limpe o local imediatamente.

6. Gavetas e portas dos armários devem ser mantidas sempre fechadas.

7. Ao término do período de laboratório, lave o material utilizado, limpe sua bancada de trabalho, seu banco, a pia e outras áreas de uso em comum. Verifique se os equipamentos estão limpos e desligados e os frascos reagentes fechados.

8. Lave suas mãos freqüentemente durante o trabalho prático, especialmente se algum reagente químico for respingado. Ao final do trabalho, antes de deixar o laboratório, lave as mãos.

9. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes químicos para evitar pegar o frasco errado. Certifique-se de que o reagente contido no frasco é exatamente o citado no roteiro experimental.

10. Nunca torne a colocar no frasco o reagente não utilizado. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas de que alguns são providos.

11. Evite contato físico com qualquer tipo de reagente químico. Tenha cuidado ao manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases (use a capela).

12. A diluição de ácidos concentrados deve ser feita adicionando-se o ácido lentamente, com agitação constante, sobre a água – com essa metodologia adequada, o calor gerado no processo de mistura, é absorvido e dissipado no meio. Nunca proceda ao contrário (água sobre o ácido).

13. Nunca deixe frascos contendo reagentes químicos inflamáveis próximos a chamas.

14. Não deixe nenhuma substância sendo aquecida por longo tempo sem supervisão.

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15. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou ralos. O material inútil (rejeito) deve ser descartado de maneira apropriada.

16. Quando for testar o produto químico pelo odor, não coloque o frasco sobre o nariz, desloque os vapores que desprendem do frasco com a mão para a sua direção.

17. Use a capela para experiências que envolvem liberação de gases tóxicos ou corrosivos.

18. Não aqueça tubos de ensaio com a extremidade aberta para si mesmo ou para alguém próximo. Sempre que possível o aquecimento deve ser feito na capela.

19. Não deixe recipientes quentes em lugares que possam ser pegos inadvertidamente. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio.

20. Não pipete de maneira alguma, líquidos corrosivos ou venenosos, por sucção com a boca. Procure usar sempre a “pêra de sucção” ou pipetadores, para pipetar.

21. O bico de Bunsen deve permanecer aceso somente quando estiver sendo utilizado.

22. Não trabalhe com material imperfeito.

23. Em caso de acidentes, comunique o professor imediatamente. Ele deverá decidir sobre a gravidade do acidente e tomar as atitudes necessárias.

24. Em caso de possuir alguma alergia, estar grávida ou em qualquer outra situação que possa ser afetado quando exposto a determinados reagentes químicos, comunique ao professor logo no primeiro dia de aula.

25. Em caso de incêndio, este deverá ser abafado imediatamente, com uma toalha, ou, se necessário, com o auxílio de extintor de incêndio apropriado.

26. Comunique ao professor, monitor ou técnico, sempre que notar algo anormal no laboratório.

27. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor. Caso deseje tentar qualquer modificação do roteiro experimental discuta com o professor antes de fazê-lo.

28. No laboratório é OBRIGATÓRIO o uso do jaleco e de óculos de segurança (para quem não usa óculos de grau).

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2. DESCARTE DE REJEITOS (RESÍDUOS)

Até há pouco tempo, os laboratórios descartavam seus rejeitos (resíduos) sem os cuidados necessários; solventes voláteis eram evaporados (lançados para a atmosfera), sólidos eram descartados em lixo comum e, líquidos e soluções, eram descartados na pia. Essas práticas não são recomendadas e, atualmente, existe uma preocupação no descarte de rejeitos químicos.

Existem regras estabelecidas para o descarte de rejeitos, especialmente os perigosos; no entanto, muitas vezes são difíceis e de custo elevado para serem implementados. Assim, na prática, procura-se, sempre que possível, minimizar a quantidade de resíduos perigosos gerados nos laboratórios de ensino.

Alguns procedimentos são adotados nesse sentido, como por exemplo:

a) redução da escala (quantidade de substância) de produtos químicos usados nos experimentos.

b) Substituição de reagentes perigosos por outros menos perigosos.

c) Conversão dos resíduos para forma menos perigosa através de reação química, antes do descarte.

d) Redução dos volumes a serem descartados (concentrando as soluções ou separando os componentes perigosos por precipitação).

e) Recuperação dos reagentes para novamente serem utilizados.

Instruções para descarte dos resíduos são fornecidas junto com as experiências quando os resíduos gerados pela experiência não forem perigosos. O descarte na pia deve ser feito de acordo com as seguintes instruções:

1) soluções que podem ser jogadas na pia devem ser antes diluídas com água, ou jogar a solução vagarosamente acompanhada de água corrente.

2) Sais solúveis podem ser descartados como descrito em 1.

3) Pequenas quantidades de solventes orgânicos solúveis em água (exemplo: metanol ou acetona) podem ser diluídos antes de serem jogados na pia. Grande quantidade de solventes ou outros que sejam voláteis não devem ser descartados dessa maneira. Tente recuperá-los.

4) Soluções ácidas e básicas com pH na faixa de 2 a 11 devem ter o pH ajustado antes de serem descartadas. Em caso de pequenos volumes dessas soluções (por exemplo: 10 mL ou pouco mais), essas podem ser diluídas e descartadas.

5) Em caso de dúvida, perguntar ao professor como proceder o descarte.

2.1 ALGUMAS ORIENTAÇÕES BÁSICAS

2.1.1 Resíduos insolúveis não-perigosos: • papel, cortiça, areia, podem ser descartados em um cesto de lixo comum do laboratório.

• Alumina, sílica gel, sulfato de sódio, sulfato de magnésio e outros devem ser embalados para evitar a dispersão do pó e descartados em lixo comum.

• Se esses materiais estiverem contaminados com resíduos perigosos deverão ser manuseados de outra forma.

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2.1.2 Resíduos sólidos solúveis não-perigosos: • Alguns compostos orgânicos (exemplo: ácido benzóico) podem ser dissolvidos com bastante água e descarregados no esgoto. Podem, também, ser descartados junto com resíduos insolúveis não perigosos.

• Se esses materiais estiverem contaminados com resíduos perigosos deverão ser manuseados de outra forma.

2.1.3 Resíduos líquidos orgânicos não-perigosos: • Substâncias solúveis em água podem ser descartadas no esgoto. Por exemplo: etanol pode ser descartado na pia do laboratório; butan-1-ol, éter etílico e a maioria dos solventes e compostos que não são miscíveis em água não podem ser descartados dessa maneira.

• Líquidos não-miscíveis com a água deverão ser colocados em recipientes apropriados para líquidos orgânicos, para posterior tratamento.

2.1.4 Resíduos perigos genéricos: • Neste grupo estão incluídas substâncias perigosas como hexano, tolueno, aminas (anilina, trietilamina), amidas, ésteres, ácido clorídrico e outros.

• Deve-se ter especial atenção para as incompatibilidades, ou seja, algumas substâncias não podem ser colocadas juntas no mesmo recipiente devido à reação entre elas. Por exemplo: cloreto de acetila e de etilamina reagem vigorosamente, ambos são reagentes perigosos e seus rejeitos devem ser mantidos em recipientes separados.

• Compostos halogenados como 1-bromo-butano, cloreto de ter-butila e outros também devem ser guardados em recipientes separados dos demais compostos.

2.1.5 Ácidos e bases inorgânicos fortes: • Devem ser neutralizados, diluídos e então descartados.

2.1.6 Agentes oxidantes e redutores: • Oxidar os redutores e reduzir os oxidantes antes do descarte.

Esses são alguns exemplos de procedimento de descarte de rejeitos produzidos no laboratório químico. É prática comum, antes de iniciar um experimento, buscar na literatura especializada informações sobre os efeitos tóxicos sobre as substâncias que serão utilizadas, manuseio e descarte das mesmas.

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3. ACIDENTES COMUNS NO LABORATÓRIO

3.1 Queimaduras

• Causadas pelo calor: quando leves aplicar pomada de picrato de Butesina e, quando graves, devem ser cobertas com gaze esterilizada previamente umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%.

• Causadas por ácidos: devem-se lavar imediatamente com bastante água pelo menos 5 minutos. Em seguida tratar com solução de bicarbonato de sódio a 5% e lavar novamente com água. Secar o local e aplicar merthiolate.

• Causadas por bases: proceder como no caso de queimadura por ácido, aplicando solução de ácido acético1%.

3.2 Intoxicação por gases

• Remover a vítima para um ambiente arejado e deixar descansar. Em caso de asfixia fazer respiração artificial.

3.3 Ingestão de substâncias tóxicas

• Recomenda-se beber muita água e em seguida beber:

a. Um copo de solução de bicarbonato de sódio 1% ou leite de magnésia em caso de ingestão de ácidos.

b. Um copo de solução de ácido cítrico ou ácido acético a 2% em caso de ingestão de bases.

3.4 Ácido nos olhos • Deve-se lavar com bastante água aproximadamente 15 minutos e aplicar solução de ácido bórico 1%.

3.5 Base nos olhos • Deve-se lavar com bastante água aproximadamente 15 minutos e aplicar solução de bicarbonato de sódio 1%.

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4. ROTEIRO EXPERIMENTAL 1: A LEI DE BOYLE

OBJETIVO(S)

• Determinar experimentalmente a relação entre a pressão e o volume de uma amostra de ar à temperatura constante.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

01 manômetro aberto; Água destilada; 01 seringa de vidro de 50,0 mL; Solução aquosa de Azul de metileno. 01 Béquer de 100,0 mL; 01 Mangueira de silicone; 01 Suporte universal com garras metálicas.

INTRODUÇÃO

As primeiras medidas quantitativas do comportamento da pressão dos gases em função da variação do volume foram feitas por Robert Boyle em 1662 e por E. Mariotte em 1676. Seus resultados indicavam que o volume é inversamente proporcional à pressão:

C

V =P

(3.1)

onde P é a pressão, V é o volume e C é uma constante. A Figura 1 mostra V

em função de P . A lei de Boyle pode ser escrita na forma:

PV = C (3.2)

e se aplica apenas a uma massa fixa numa temperatura constante.

Figura 1 Volume como função da pressão (Lei de Boyle) a uma temperatura constante (a curva representa uma isoterma).

Para gases, cujo comportamento se aproxima da idealidade é válida a equação a seguir, conhecida como lei de Boyle:

1 1 2 2PV = P V = K (3.3)

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Práticas de Físico-Química 1 10

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Considere o sistema apresentado na Figura 2. A pressão no interior de um

gás no interior de um recipiente é medida com um manômetro. Na sua versão mais simples, um manômetro é um tubo em U cheio com um líquido pouco volátil

(mercúrio, por exemplo). Se uma boca do tubo for aberta, a pressão, P , da amostra gasosa equilibra com a soma das pressões exercidas pela coluna do líquido, que é

igual a ghρ , mais a pressão externa, extP . Assim, extP = P + ghρ , onde ρ é a

densidade do líquido, g a aceleração da gravidade e h é a altura do líquido no

tubo em U.

Figura 2 Representação esquemática do aparelho utilizado para verificação experimental da lei de Boyle – manômetro aberto.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO

01) Posicione a seringa (e êmbolo) horizontalmente com auxílio das garras metálicas

e do suporte universal, conforme indicado na Figura 2.

02) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique que a leitura na seringa seja de 50,0 mL, ou seja, o êmbolo se encontra na posição inicial. Atenção para não variar a posição do êmbolo quando a conexão com a mangueira for feita.

PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS

Figura 3 Manômetro diferencial aberto.

01) Faça a leitura do nível da água nas duas pipetas do manômetro.

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Práticas de Físico-Química 1 11

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Faça a marca de referência com caneta de ponta porosa em uma das pipetas. Assim, 50,0 mL correspondem a 1,0 atm.

02) Gentilmente, empurre o êmbolo para dentro da seringa até completar a variação

de 5,0 mL (V). Anote o valor da leitura feita na seringa, na Tabela 1.

03) Faça a leitura do desnivelamento, h , do líquido nas pipetas, conforme mostra a

Figura 3. Anote este valor na tabela correspondente ao valor da leitura feita na

seringa.

04) Repita os itens 2 e 3 e faça as anotações correspondentes até o êmbolo completar todo o percurso, ou seja, leitura de zero mL.

05) Para cada valor de h (desnível do líquido) calcule o valor da pressão

manométrica. Considere extP =1 atm.

Tabela 1 Leituras das alturas e pressão calculada no experimento da lei de Boyle.

Volume (V) / mL 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 Altura (h) / m Pressão (P) / atm (1/P) / atm -1 (PV) / (atm mL)

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os

valores médios obtidos na Tabela 1, gráfico V Pversus .

02) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os

valores médios obtidos na Tabela 1, gráfico 1V versus P . Que tipo de curva foi

obtida?

03) Representar em papel milimetrado (ou fazer gráfico no Origin ou Excel) os

valores médios obtidos na Tabela 1, gráfico P V Pversus .

04) Faça uma regressão polinomial para o gráfico do item 2 e obtenha a equação que melhor descreve os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei de Boyle.

05) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.

06) Como o objetivo da prática é verificar se o produto PV é constante, é interessante verificar o quanto as medidas experimentais se distanciam de um valor médio. Isso é feito através da determinação do desvio padrão das medidas e do desvio padrão relativo, além do cálculo de propagação do erro. Para isso aconselha-

se que seja preenchida a Tabela 2.

O cálculo do desvio padrão da média dos valores PV e o desvio padrão relativo é dado por:

( )2PV- PV

s =n-1

∑ (3.4)

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Práticas de Físico-Química 1 12

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onde n = número de medidas realizadas.

rel

ss = .100

PV (3.5)

Obtidos os valores da pressão P , e do volume V , preencham a Tabela 2:

Tabela 2 Valores para obtenção do desvio-padrão e desvio-padrão relativo dos resultados do experimento 1.

P/ mmHg 3V/ cm PV PV- PV ( )2PV- PV

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Práticas de Físico-Química 1 13

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5. ROTEIRO EXPERIMENTAL 2: A LEI DE CHARLES

OBJETIVO(S)

• Determinar experimentalmente a relação entre o volume e a temperatura de

uma amostra de ar a pressão constante.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

01 Kitassato de 400,0 mL --- 01 Termômetro de −50 a 150ºC --- 01 Chapa aquecedora --- 01 Mangueira de 5,0 cm --- 01 Suporte universal com garras metálicas ---

01 Rolha de borracha com orifício central para tampar o Kitassato ---

INTRODUÇÃO

Charles, posteriormente aos experimentos de Boyle, mostrou que a

constante C [equação (3.2)] é uma função da temperatura. Este é um dos modos

de anunciar a Lei de Charles. Gay-Lussac fez medidas do volume mantendo uma massa fixa de gás sobre pressão fixa e descobriu que o volume variava linearmente com a temperatura:

V = a+ bt (4.1)

onde t é a temperatura e a e b são constantes.

Um gráfico do volume em função da temperatura está indicado na Figura

4. O coeficiente linear é 0a = V , isto é, o volume a 0ºC.

Figura 4 Volume como uma função da temperatura (Lei de Charles) a uma pressão constante (isóbara).

O coeficiente angular da curva é a derivada P

Vb =

t

∂ ∂

(Usam-se

derivadas parciais em vez de derivadas comuns, pois o volume depende da pressão; a e b são constantes somente se a pressão for constante. A derivada parcial

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Práticas de Físico-Química 1 14

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ptV )/( ∂∂ é o coeficiente angular da reta, nas condições experiência, e dá a

variação do volume com a temperatura e pressão constante). Portanto, a [equação

(4.1)] pode ser escrita numa forma mais equivalente:

0P

VV = V + t

t

∂ ∂

(4.2)

As experiências de Charles mostraram que, para uma massa fixa de gás sob pressão constante, o aumento relativo do volume por grau de aumento de temperatura era o mesmo para todos os gases nos quais ele fez medidas. A uma

pressão fixa, o aumento de volume por grau é ( )PV/ t∂ ∂ ; portanto, o aumento

relativo em volume por grau, a 0 ºC, é:

( )

0

P

1V

V/ t

∂ ∂ (4.3)

Essa quantidade é o coeficiente de dilatação térmica a 0 ºC, para qual se

usa o símbolo 0α :

0p0

1 V=

V tα ∂

∂ (4.4)

Dessa forma, podemos substituir o valor de 0α na [equação (4.2)] da

seguinte maneira:

0 0P

VV =

tα ∂

∂ (4.5)

Substituindo a [equação (4.5)] na [equação (4.2)], obtém-se:

0 0 0 0

P

0 0

VV = V + t V = V + V t

t

V = V (1+ t)

α

α

∂ ⇒ ⇒ ∂ (4.6)

O que nos leva a seguinte equação:

0 00

1V = V + tα

α

(4.7)

A [equação (4.7)] é conveniente porque expressa o volume do gás em

termos do volume a zero grau e uma constante, 0α , que é a mesma para todos os

gases, e, como se conclui, é praticamente independente da pressão na qual as

medidas são feitas. Se medirmos 0α a várias pressões, vamos encontrar que para

todos os gases 0α tende ao mesmo valor limite, para P = 0. A forma da [equação

(4.7)] sugere uma transformação de coordenadas que deve ser útil, isto é, define

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Práticas de Físico-Química 1 15

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uma nova temperatura T em termos da temperatura usada até aqui através da equação:

0

1T = + t

α (4.8)

A [equação (4.8)] define uma nova escala de temperatura, chamada

escala gasosa, ou mais, exatamente, escala do gás ideal. A importância dessa

escala reside no fato de que 0α e, conseqüentemente, 0/1 α , têm o mesmo valor

para todos os gases. Por outro, 0α depende da escala de temperatura usada

originalmente para t. Se t estiver em graus Celsius (símbolo: ºC), então

01/ 273,15oCα = e a escala T resultante é numericamente idêntica à escala de

temperatura termodinâmica. A unidade SI de temperatura termodinâmica é o kelvin (símbolo K). As temperaturas na escala termodinâmica são freqüentemente chamadas de temperaturas absolutas ou de temperatura kelvin. De acordo com a

[equação (4.8)], tem-se:

T = 273,15+ t (4.9)

Dessa forma, podemos combinar as [equações (4.8) e (4.9)] para termos:

0 0V = V Tα (4.10)

A [equação (4.10)] estabelece que o volume de um gás sob pressão fixa é

diretamente proporcional à temperatura termodinâmica.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE A: MONTAGEM DO EQUIPAMENTO

Figura 5 Esquema da aparelhagem utilizada para determinar experimentalmente a relação entre o volume e a temperatura de uma amostra de ar à pressão constante

01) Insira o termômetro no orifício central da rolha (maior) posicionando-o verticalmente, na boca do Kitassato. Certifique que a rolha ficou bem encaixada e que leituras de temperaturas possam ser feitas.

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Práticas de Físico-Química 1 16

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02) Retire o êmbolo da seringa. Remova, com auxílio de um pedaço de papel higiênico, o excesso de gordura do êmbolo e da seringa.

03) Conecte a mangueira de 5,0 cm na saída/entrada de ar lateral do Kitasato.

04) Posicione a seringa horizontalmente com o auxílio das garras metálicas e do

suporte universal, conforme mostra a Figura 5.

05) Insira o êmbulo da seringa até que a leitura seja de zero mL, ou seja, com o êmbolo na posição final.

06) Conecte a seringa na mangueira. Antes de conectar a seringa, certifique que a leitura na seringa seja zero mL, ou seja, que o êmbolo se encontre na posição final. A seringa deve estar posicionada na horizontal. Atenção para não variar a posição do êmbolo quando a conexão com a mangueira for feita.

PARTE B: COLETANDO OS DADOS EXPERIMENTAIS

01) Meça a temperatura do gás no interior do Kitassato, a qual é a temperatura ambiente.

02) Coloque cuidadosamente o sistema (Kitassato, seringa etc.) na chapa aquecedora.

03) Ligue a chapa elétrica e a mantenha no mínimo (aproximadamente 250ºC).

04) Faça anotações, na Tabela 1, da temperatura e do volume correspondente.

05) Repita as anotações para as várias temperaturas e volumes.

06) retire o sistema da chapa aquecedora e deixe-o resfriar até a temperatura ambiente.

07) Repita o procedimento do item 3 até o 5.

Tabela 3 Leituras das temperaturas por volume no experimento da lei de Charles.

Temperatura / oC Volume / mL 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) Representar os valores médios obtidos em papel milimetrado (ou fazer gráfico no origin ou excel).

02) Faça uma regressão linear e obtenha a equação que melhor descrevem os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei de Charles.

03) Através do gráfico obtido na questão 01, obtenha a quantidade de matéria (número de mol) do gás.

04) Quais são as possíveis fontes de erro ou limitação neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.

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Práticas de Físico-Química 1 17

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6. ROTEIRO EXPERIMENTAL 3: DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS

OBJETIVO(S)

• Determinar e comparar massa específica (µ) e densidade )(µ de líquidos

e sólidos.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica Acetato de etila Densímetro Água destilada Espátula Cloreto de sódio Proveta Estanho metálico Termômetro Etanol (álcool etílico)

INTRODUÇÃO

Define-se massa específica como sendo a razão entre a massa do corpo e seu volume. No sistema CGS sua unidade é gramas por centímetros cúbicos (g/cm3). Usa-se também a expressão densidade absoluta para indicar tal grandeza.

m

=V

µ (5.1)

onde µ = massa específica do corpo; m = massa do corpo e V = volume do corpo.

Por outro lado, define-se densidade relativa como sendo a razão entre duas massas específicas em que o denominador é a massa específica de uma substância tomada como padrão ou referência. Usa-se o símbolo ( ρ ) para designar a

densidade. Freqüentemente é usada a expressão densidade para indicar a densidade relativa. Como substância padrão, usa-se a água na temperatura de maior valor de massa específica (3,98ºC), ou como referência, a água a uma temperatura fixada de acordo com as necessidades, comumente a temperatura ambiente.

AAB

B

m=

mρ (5.2)

onde: ABρ é a densidade de uma substância A em relação a uma substância B;

Am é a massa de determinado volume da substância A e Bm é a massa de igual

volume da substância B.

A densidade dos líquidos é comumente expressa em gramas (g) por mililitro (mL). Como o mililitro é definido como a milésima parte do volume de 1 Kg de água pura na temperatura de máxima densidade (3,98ºC), a densidade em gramas por mililitro é numericamente igual à relação entre massa específica de uma substância a T ºC e a massa específica da água a 3,98ºC e é representada freqüentemente

como 4Tρ .

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Práticas de Físico-Química 1 18

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PRIMEIRA PARTE

PROCEDIMENTOS PARA SÓLIDOS

1) Determinação da massa específica ( µ) do estanho metálico: Para se determinar a massa específica (µ) de estanho metálico, utiliza-se uma proveta para verificar o volume (V) de líquido (água) deslocado pela massa (m) de estanho.

2) Determinação da densidade ( ρρρρ) do estanho metálico: Para se determinar a densidade (ρ) do estanho pelo método do picnômetro, procede-se da seguinte maneira:

a. Mede-se a massa do picnômetro completamente cheio com água e anota-se a massa m1;

b. pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o estanho fora dele e anota-se a massa m2;

c. pesa-se o picnômetro completamente cheio com água mais o estanho dentro dele e anota-se a massa m3.

A densidade (p), pelo método do picnômetro é dada pela seguinte equação:

2 1

2 3

m - m=

m - mρ (5.3)

onde m2 − m1 é a massa do estanho; m2 − m3 é a massa do volume de água à temperatura ambiente (anote o valor).

PROCEDIMENTOS PARA OS LÍQUIDOS

1) Determinação da massa específica ( µe) do etanol (álcool etílico): Determina-se a massa específica (µe) do etanol do seguinte modo:

a. anota-se o volume do picnômetro, Vp;

b. mede-se a massa do picnômetro vazio, mp;

c. mede-se a massa do picnômetro com o etanol, mp+e.

A massa específica do etanol (µe) pelo método do picnômetro é dada pela seguinte equação:

(p+e) p

p

m - me =

Vµ (5.4)

2) Determinação da densidade ( ρρρρ) de um líquido (etanol ou álcool etílico): Procede-se da seguinte maneira para determinar a densidade de um líquido (etanol) pelo método do picnômetro:

a. mede-se a massa do picnômetro vazio, m1;

b. mede-se a massa do picnômetro com o líquido que se deseja medir a densidade (etanol), m2.

c. mede-se a massa do picnômetro com água, m3.

A densidade do etanol (ρ) pelo método do picnômetro é dada pela seguinte equação:

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Práticas de Físico-Química 1 19

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2 1etanol

3 1

m - m=

m - mρ (5.5)

Compare o valor obtido com o anterior.

SEGUNDA PARTE

1) Você vai receber dois sólidos. Elabore e escreva um procedimento para determinar a massa específica (µ) desses sólidos. Você pode dispor de balança, de provetas e de líquidos como água e etanol (álcool etílico). Utilizando o procedimento que você propôs, determine a densidade dos sólidos.

Densímetros são aparelhos que permitem a determinação da densidade de líquidos onde são mergulhados, com a leitura direta numa escala, sem necessidade de cálculo ou de balanças. São aparelhos de peso constante e constam, em geral, de cilindros fechados, contendo na parte inferior, um lastro de chumbo ou mercúrio.

Os densímetros servem para determinar a densidade ou as concentrações de soluções. O alcoômetro de Gay Lussac é um densímetro especialmente concebido para determinar a concentração do etanol (álcool etílico) numa solução de água.

2) Prepare uma solução utilizando exatamente 200,0 mL de água destilada e a massa de sal que você irá receber. Anote o volume da solução e usando o densímetro determine a massa específica da solução (g/cm3). Usando esses dados, calcule a massa de cloreto de sódio usada na preparação da solução.

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) O procedimento que você propôs é adequado para determinar a massa específica dos dois sólidos que você recebeu?

02) O que é densidade aparente?

03) O que é uma densidade absoluta ou esqueletal?

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Práticas de Físico-Química 1 20

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7. ROTEIRO EXPERIMENTAL 4: DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS E VARIAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA

OBJETIVO(S)

• Verificar a influência da temperatura sobre a densidade dos líquidos e a influência do tamanho da cadeia carbônica de ésteres orgânicos sobre a densidade dessas substâncias.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica Acetato de etila Banho-maria termostatizado Água destilada Espátula Picnômetro Termômetro

A turma será dividida em grupos de no máximo 04 pessoas. Cada grupo trabalhará com a água e um dos

acetatos.

PROCEDIMENTOS

01) Medir a massa de 2 picnômetros vazios previamente secos com suas respectivas tampas. Anotar as massas de cada um fazendo-se neles um sinal para identificação. Um deles deve ser cheio com água destilada e o outro com o acetato a temperatura ambiente. Fazem-se as medidas de massas e determinam-se as massas específicas.

02) Os picnômetros completamente cheios devem ser levados a um banho-maria termostatizado a 40ºC durante 20 minutos (a temperatura do banho deve ser conferida com um termômetro e anotado o valor exato). Observar que à medida que a temperatura dos líquidos nos picnômetros vai aumentando os volumes dos mesmos aumentam, devido à dilatação térmica.

03) Após 20 min deve-se fechar os capilares dos picnômetros, com a ajuda de plástico ou papel alumínio, retirando-os do banho-maria termostatizado e levando-os a um banho de água a temperatura ambiente. Observar o que ocorre com os volumes do líquido ao retornarem a temperatura ambiente. O aluno deve tocar os picnômetros com a mão para avaliar a velocidade com que os líquidos retornam a temperatura ambiente.

Os volumes que as substâncias estavam ocupando a 40ºC são conhecidos, pois são os volumes dos picnômetros, já que estavam completamente cheios. As massas das substâncias a 40ºC serão obtidas pesando-se os picnômetros, após atingirem a temperatura ambiente, uma vez que não houve variação de massa das substâncias aos esfriarem; apenas variação de volume.

Page 21: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 21

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04) Repetir o procedimento realizado no item 02, usando um banho-maria termostatizado a 50 ºC.

05) Cada grupo deverá anotar os resultados obtidos dos outros grupos.

06) Fazer um gráfico de densidade versus temperatura (três pontos) para a água e para o acetato.

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) A densidade de uma substância é a razão entre a massa de determinado volume da substância e a massa de igual volume de água a 3,98ºC. Como a água usada na nossa experiência estava à temperatura ambiente, qual a precisão dos valores obtidos por nós? Se quiséssemos um valor mais preciso como deveríamos proceder?

02) A densidade é uma propriedade macroscópica que é característica de uma substância pura, em uma dada temperatura. Dessa forma, responda quais são as características microscópicas da matéria que a densidade reflete?

03) Fazer um gráfico da variação da densidade da água em função da temperatura no intervalo de 0 a 40ºC e comentar o comportamento da curva em termos da estrutura da água nos estados sólido e líquido.

04) Explique por que as densidades das substâncias diminuem com o aumento da temperatura?

05) Fazer um gráfico de densidade dos acetatos (a uma mesma temperatura) versus número de átomos de carbono dos acetatos (tamanho da cadeia).

06) Pelas observações visuais e sensoriais que foram feitas durante a experiência, qual dos líquidos tem maior coeficiente de expansão térmica, a água ou o acetato? Por que a água esfria mais lentamente do que o acetato?

07) Explique porque as densidades dos acetatos diminuem com o tamanho da cadeia?

Tabela 4 Densidade da água pura, livre de ar em várias temperaturas.

Temperatura / oC Densidade / (g cm -3) Temperatura / oC Densidade / (g cm -3) 0,0 0,9998681 9,0 0,9998091 1,0 0,9999267 10,0 0,9997282 2,0 0,9999679 15,0 0,9991266 3,0 0,9999922 20,0 0,9982343 4,0 1,0000000 25,0 0,9970770 5,0 0,9999919 30,0 0,9956780 6,0 0,9999682 35,0 0,9940610 7,0 0,9999296 40,0 0,9922479 8,0 0,9998764

Page 22: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 22

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8. ROTEIRO EXPERIMENTAL 5: DETERMINAÇÃO DE CALORES DE REAÇÕES E APLICAÇÃO DA LEI DE HESS

OBJETIVO(S)

• Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro. • Verificar como se determinam os calores de reações. • Constatar a Lei de Hess.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica Água destilada Béquer Nitrato de potássio Calorímetro Hidróxido de sódio em lentilhas Densímetro Solução de hidróxido de sódio 0,50 mol L-1 Espátula Solução de ácido clorídrico 0,50 mol L-1 Proveta Solução de ácido clorídrico 0,25 mol L-1 Termômetro

INTRODUÇÃO

Através da experiência diária, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio surge de maneira quase que intuitiva. Enquanto outras formas de energia podem ser convertidas integralmente em calor, o inverso não é possível. Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética aparecem sob forma de calor ou de trabalho. Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Outras, endotérmicas, retiram calor do ambiente com conseqüente abaixamento de temperatura.

Pode ser demonstrado que o calor transferido em uma mudança de estado à pressão constante é igual à variação de entalpia do sistema.

PQ = H∆ (7.1)

A entalpia de um sistema é a soma da energia interna do mesmo (U) e da energia de expansão ou energia elástica.

( )PV H = U+ PV→ (7.2)

Quando as reações químicas se processam em condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das reações.

Quando a reação química é conduzida a pressão constante, a variação de

entalpia, designada por H∆ , é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes.

produtos reagentesH = H - H∆ ∑ ∑ (7.3)

Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até a formação dos produtos, a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de

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Práticas de Físico-Química 1 23

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entalpia. Por isso, a diferença de entalpia entre os dois estados é independente de quantos estados possam existir intermediariamente.

As medidas de entalpia das reações são geralmente executadas através do emprego de calorímetros, e fornecem muitas informações sobre as energias de ligação. A utilização inversa das informações sobre as energias de ligação permite, por outro lado, a previsão de calores de reações, muitos dos quais impossíveis de serem determinados.

PROCEDIMENTO

PARTE I: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE CALORÍFICA DO CALORÍ METRO

01) Meça em uma proveta, com capacidade de 250,0 mL, 200,0 mL de água destilada, coloque no calorímetro e agite com cuidado, até que a temperatura se mantenha constante. Anote esta temperatura. Em seguida, pese em um frasco com tampa, aproximadamente, 10,0 g de nitrato de potássio (KNO3) e o transfira para o calorímetro, agite com cuidado e anote a temperatura mínima alcançada.

02) Meça a massa do frasco vazio. A diferença das massas entre as duas medidas fornece a quantidade exata de nitrato de potássio empregada. Transfira a solução de nitrato de potássio para uma proveta de 250,0 mL e determine, com um densímetro,

a sua densidade. Anote o calor específico correspondente consultando a Tabela 5

em anexo.

Obs.: Após o experimento, coloque a solução de nitrato de potássio em um recipiente para recuperação.

INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS

Calcule a capacidade calorífica do calorímetro através do balanço energético da dissolução do nitrato de potássio em água.

( ) ( ) ( )

( )+ +

2 (aq) 3(aq)3 s l aq

1dissolução

dissolução abs.solução abs.calorímetro

KNO + H O K + NO

H = 8,34 Kcal mol

q = q + q

∆ (7.4)

onde: dissoluçãoq = calor de dissolução = dissoluçãoKNO Hn ∆.3

; 3KNOn = número de

mols de 3KNO ; soluçãoabsq . = Calor absorvido pela solução de

TcVdTcmKNO ∆=∆= .....3 ; m = massa da solução em gramas; d = densidade

da solução em g/mL; V = volume da solução em mL; c = calor específico da solução

em cal/g.ºC; T∆ = variação da temperatura em ºC; ocalorímetrabsq . = calor absorvido

pelo calorímetro = TC ∆. ; C = capacidade calorífica do calorímetro.

dissolução abs.soluçãoq - q

C =T∆

(7.5)

Page 24: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 24

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PARTE II: CONSTATAÇÃO DA LEI DE HESS

Dissolução do hidróxido de sódio em água

Meça com uma proveta, 200,0 mL de água destilada, coloque no calorímetro, agite com cuidado até atingir temperatura constante. Anote esta temperatura. Em uma balança, meça a massa de aproximadamente 2,00 g de hidróxido de sódio (NaOH) (essa medida deve ser rápida, devido ao alto grau de higroscopicidade do hidróxido). Coloque o hidróxido no calorímetro, agite cuidadosamente e anote a temperatura máxima alcançada.

Reação entre hidróxido de sódio (sólido) e ácido cl orídrico

Repita a operação do item anterior utilizando 100,0 mL de solução de ácido clorídrico 0,25 mol L-1 no lugar de 200,0 mL de água destilada. Anote a temperatura máxima alcançada.

Reação entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico

Meça 100,0 mL de solução de ácido clorídrico 0,50 mol L-1, coloque no calorímetro e anote a temperatura. Em seguida, meça 100,0 mL de hidróxido de sódio 0,50 mol L-1, anote a temperatura da solução, que deve ser aproximadamente a mesma da temperatura do ácido. Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico contida no calorímetro, agite rapidamente e anote a temperatura máxima alcançada.

INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

2 1

2 2

2 3

aqs l aq

s aq aq l aq aq

aq aq aq aq l aq aq

NaOH H O Na OH H

NaOH H Cl H O Na Cl H

Na OH H Cl H O Na Cl H

+ −

+ − + −

+ − + − + −

+ → + ∆

+ + ⇔ + + ∆

+ + + ⇔ + + ∆

De acordo com a Lei de Hess:

2 1 3H = H - H∆ ∆ ∆ (7.6)

Calcule o calor de reação ( )reaçãoq por meio da expressão:

reação abs.solução abs.calorímetroq = q + q (7.7)

onde reaçãoq = calor de reação; soluçãoabsq . = calor absorvido pela solução =

TcVdTcm ∆=∆ ..... ; ocalorímetrabsq . = calor absorvido pelo calorímetro = TC ∆=

Page 25: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 25

Química não se Decora, Compreende!

Para os valores de densidade e calor específico das soluções de NaOH e

NaCl, consulte a Tabela 5 em anexo.

O calor de dissolução do NaOH pode ser calculado através da expressão:

dissolução

NaOH

qH =

n∆ (7.8)

onde NaOHn = quantidade de matéria (“número de mols”) do hidróxido de sódio.

Para atribuir o sinal aos valores de H∆ , observe a seguinte convenção:

• Reação exotérmica (libera calor) H∆ < 0

• Reação endotérmica (absorve calor) H∆ > 0

Tabela 5 Densidade e calor específico de algumas soluções aquosas.

Solução Concentração / (mol L -1)

Densidade / (g cm -3)

Calor específico / (cal g -1 oC-1)

NaOH 1,00 1,04 0,94 0,50 1,02 0,97 0,25 1,01 0,98

NaCl 2,00 1,08 0,91 1,00 1,04 0,93 0,50 1,02 0,95

KNO3 1,00 1,06 0,90 0,50 1,03 0,94 0,25 1,02 0,97

Page 26: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 26

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9. ROTEIRO EXPERIMENTAL 6: VOLUME MOLAR PARCIAL

OBJETIVO(S)

• Determinar o volume molar dos componentes de uma mistura. • Determinar o volume total da solução a partir dos volumes molares dos

componentes de uma mistura.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica 100,0 mL de água destilada Picnômetros 100,0 mL de álcool etílico (etanol) Densímetros Provetas

INTRODUÇÃO

Quando estudamos misturas de gases falamos sobre pressões parciais, que é a contribuição para a pressão total de um componente da mistura gasosa. Quando estudamos soluções líquidas, outras quantidades molares parciais são importantes, como, por exemplo, a energia de Gibbs molar parcial ou volume molar parcial. Como a energia de Gibbs molar parcial de um componente numa solução é o potencial químico desse componente na solução.

jj P,T,n

G=

∂ ∂

(8.1)

O volume molar parcial é a quantidade molar parcial mais fácil de ser visualizada e é definido como a contribuição volumétrica que um componente de uma solução faz para o volume total da solução.

Imagine um volume enorme de água pura ( 1V ). Quando um mol de água é

adicionado a 1V , o volume final ( fV ) é igual a 1V + 18,0 mL. Assim podemos

constatar que 18,0 mL/mol é o volume molar de um mol de água pura. Porém quando um mol de água é acrescido a um volume enorme de etanol, por exemplo, o volume deste é acrescido somente de 14,0 mL. A razão para essa diferença é que o volume ocupado por um dado número de moléculas de água depende das moléculas que as rodeiam. Quando uma quantidade grande de etanol está presente cada molécula de água está rodeada por moléculas de etanol e a somatória dos volumes da cada molécula resulta em somente 14,0 mL. A quantidade 14,0 mL/mol é o volume molar parcial da água em etanol puro.

O volume molar parcial de um componente numa solução varia com a composição da solução porque o ambiente de cada tipo de molécula muda com a composição da solução, o que resulta numa variação das forças intermoleculares que agem entre as moléculas.

O volume molar parcial jV de uma substância J em uma dada composição

da solução é definido como:

Page 27: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 27

Química não se Decora, Compreende!

jj P,T,n

VV =

n

∂ ∂

(8.2)

onde jn é a quantidade de matéria (número de mols) do componente J e n significa

que a quantidade de matéria (número de mols) de todos os outros componentes da solução ou mistura permanecem constantes.

O volume molar parcial do componente J a uma dada composição é a inclinação (tangente) de um gráfico de volume total em função da fração molar do componente J, (na composição desejada) sendo a composição de todos os outros componentes constantes.

A definição implica que quando a composição de uma mistura é alterada

pela adição de Adn de A e de Bdn de B, o volume total da mistura será alterado

de:

B A

A BA BP,T,n P,T,n

A A B B

V VdV = dn + dn

n n

dV = V dn + V dn

∂ ∂⇒ ∂ ∂ (8.3)

Uma vez conhecidos os volumes parciais dos dois componentes da mistura a uma composição de interesse, pode-se determinar o volume total da mistura usando a fórmula:

A A B BV = V n + V n (8.4)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

01) Fazer as soluções de água-álcool nas proporções indicadas na Tabela 6.

Determinar as densidades das soluções assim como da água e do álcool puros.

Com os dados obtidos preencher o restante da Tabela 6.

Obs.: Caso não seja possível pesar exatamente a massa sugerida na tabela, 10,0 g por exemplo, pode-se anotar a massa que for pesada, por exemplo, 10,0025 g.

Tabela 6 Valores experimentais da experiência sobre volume parcial molar

Solução Massa de etanol / g

Massa de água / g

n de etanol /

mol

n de água / mol

Densidade da

solução / (g mL -1)

Volume da

solução / mL

01 0,0 100,0 0,0 02 10,0 90,0 03 20,0 80,0 04 30,0 70,0 05 50,0 50,0 06 70,0 30,0 07 80,0 20,0 08 90,0 10,0 09 100,0 0,0 0,0

Page 28: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 28

Química não se Decora, Compreende!

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) Explique o que você entendeu sobre volume molar parcial.

02) Preencha as colunas 2, 3 e 4 da Tabela 7 e faça dois gráficos:

• Primeiro: Volume molar da solução versus fração molar da água. • Segundo: Volume molar da solução versus fração molar do etanol.

A partir de cada gráfico encontrar a tangente em cada ponto e usar as equações:

mm B A

A

mm A B

B

VV = V + x

x

VV = V + x

x

∂ ∂

∂ ∂

(8.5)

para calcular os valores de AV e BV em cada composição.

Tabela 7 Volumes molares parciais

Solução n total / mol

V molar da solução / (mL mol -1)

xágua xetanol V molar

parcial da água

V molar parcial do

etanol

01 02 03 04 05 06 07 08 09

Page 29: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 29

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10. ROTEIRO EXPERIMENTAL 7: COEFICIENTE DE PARTIÇÃO

OBJETIVOS

• Estudar a distribuição de um soluto entre dois líquidos imiscíveis. • Observar se houve ou não auto-associação do soluto em uma das

fases.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica Ácido Acético (H3CCOOH) Erlenmeyers Clorofórmio (HCCl3) Buretas Água destilada Papel Alumínio ou Filme de PVC Ácido Benzóico (C6H5COOH) Pipetas de 5,0 mL Benzeno (C6H6)

Provetas Solução previamente padronizada de hidróxido de sódio (NaOH) 0,4 mol L-1

Biftalato de potássio Solução alcoólica de fenolftaleína

INTRODUÇÃO

Quando há duas fases líquidas em equilíbrio e se junta um terceiro componente, mantendo a temperatura constante, este se distribuirá nas duas fases de acordo com um equilíbrio definido. Nas duas soluções assim obtidas ou pelo menos em uma delas o soluto não obedecerá a lei de Raoult, pois ele se encontra em concentração muito baixa, porém pode-se considerar como primeira aproximação que a lei de Henry será obedecida.

Uma vez alcançado o equilíbrio, o potencial químico do soluto é

igual nas duas fases líquidas α e β .

s s=α βµ µ (9.1)

Considerando que o soluto segue a lei de Henry, podemos dizer que a sua atividade é proporcional a sua concentração e quando queremos trabalhar em escala molar (mol L-1) o estado padrão recomendado é aquele de concentração em quantidade de matéria unitária (1,0 mol L-1) no qual o soluto se comporta como em uma solução infinitamente diluída.

( ) ( )0 0s s s s s s+ RTln C = + RTln C

α βα α β βµ γ µ γ (9.2)

Nesta equação 0µ representa o potencial químico do soluto no

estado padrão mencionado e o coeficiente de atividade γ mede o desvio

do comportamento previsto pela lei de Henry na concentração C (mol L-1) Rearranjando a [equação (9.2)] obtém-se então:

Page 30: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 30

Química não se Decora, Compreende!

( ) ( )0 0

s s s s

s s

- C- = ln

RT C

β αβ β

α α

µ µ γγ

(9.3)

Pode-se ver que a temperatura e pressão constantes o termo da esquerda é uma constante:

s s

s s

Cln = cte

C

β β

α αγγ

(9.4)

Se as soluções são muito diluídas, s s 1α βγ γ≅ ≅ . Neste caso, a

relação da concentração do soluto nas duas fases s sC / Cβ α deve ser uma

constante independente da concentração total. Essa relação se conhece como coeficiente de partição (ou distribuição) de Nernst e se expressa da seguinte forma:

s

s

CKc =

C

β

α (9.5)

Observa-se que a relação deve ser obedecida quando as soluções são muito diluídas (γ = 1,0) e que o aumento da concentração aumenta o

desvio do comportamento ideal previsto pela lei de Henry e a relação αβss CC / deixa de ser constante e independente da concentração. É por isso

que o coeficiente de partição deve ser determinado extrapolando-se os resultados experimentais da concentração do soluto nas duas fases para condição de diluição infinita para a concentração de soluto nas duas fases.

Quando se apresentam fenômenos de associação ou dissociação do soluto, que dependem da concentração total deve ser buscada uma expressão adequada que relacione a concentração do soluto nas duas fases e que possa expressar-se em termos das espécies formadas.

Vamos considerar o caso em que o soluto S se associa na fase

líquida β (fase orgânica), dando um único tipo de associação nSβ , sendo n

o grau de associação e o mesmo se encontra total ou quase totalmente na forma monomérica na fase α (fase aquosa).

De acordo com o exposto, a associação que ocorre na fase β pode

ser representada pelo equilíbrio:

m nnS Sβ β (9.6)

ou seja:

sn

n n

sm

CK =

C

β

β

(9.7)

Nesta expressão, snCβ

representa a concentração da espécie

associada e smCβ a concentração da espécie monomérica, estando ambas

Page 31: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 31

Química não se Decora, Compreende!

na fase β , onde n é o grau de associação e nK a constante de associação

correspondente.

A concentração do soluto associado na fase β será dada então por:

( )n

sn n smC = K Cβ β (9.8)

Se, além disso, se considerar que a associação é praticamente completa, sua concentração deverá ser aproximadamente igual a sua

concentração analítica sCβ . E, então:

( )n

sn n sm sC = K C = Cβ β β (9.9)

Considerando a relação anterior, podemos isolar a concentração de

monômero smCβ e recordando que o coeficiente de partição cK se refere à

distribuição da espécie monomérica nas duas fases, pode-se estabelece a seguinte igualdade:

1

ssm s C

n

CC = = C K

K

nββ α

(9.10)

A equação acima ainda pode ser rearranjada de forma que:

( )1

s s1

C n

1C = C

K K

n

n

α β (9.11)

A qual pode ser expressa na forma logarítmica por:

s s1

C n

1 1lnC = + lnC

K K nn

α β

(9.12)

Através dessa equação, percebe-se que um gráfico de βsCln

deve

ser uma reta a partir da qual pode-se determinar o grau de associação n e,

utilizando o valor de CK , calcular o valor da constante de associação nK .

Embora o modelo considerado representa o tratamento mais simples que se pode dar à distribuição de um soluto que se associa em uma das fases em equilíbrio, esse é bastante adequado para estudar a distribuição de ácidos orgânicos como o ácido acético em um solvente aquoso e em um solvente orgânico no qual pode apresentar auto-associação.

Page 32: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 32

Química não se Decora, Compreende!

PROCEDIMENTO

A − Sistema Água−Clorofórmio−Ácido Acético

Cada grupo deverá preparar duas ou três das seguintes misturas:

Número da mistura Água / mL Clorofórmio /

mL Ácido acético /

mL 01 15 15 0,3 02 15 15 0,5 03 15 15 0,8 04 15 15 1,0 05 15 15 1,2 06 15 15 1,5

01) Colocar as misturas em erlenmeyers de 125,0 mL e tampar a boca com papel alumínio ou filme de PVC. Para medir os volumes podem ser utilizadas provetas de 25,0 mL para a água e o clorofórmio e bureta para o ácido acético.

02) Agitar fortemente cada uma das misturas manualmente por aproximadamente 10 minutos.

03) Transferir o conteúdo do erlenmeyer para uma proveta de 100,0 mL tampando a boca da mesma em seguida. Deixar em repouso à temperatura ambiente por uns 15 minutos.

04) Tomar alíquotas de 5,0 mL de cada uma das fases, adicionar 40,0 mL de água destilada, agitar bastante e determinar, por titulação com NaOH, a quantidade de ácido acético presente.

Como as concentrações de ácido variam consideravelmente de uma amostra para outra é conveniente utilizar as seguintes concentrações de NaOH:

Número da mistura Fase orgânica /

(mol L -1) Fase aquosa /

(mol L -1) 01 0,02 0,4 02 0,02 0,4 03 0,04 0,4 04 0,04 0,4 05 0,04 0,4 06 0,04 0,4

05) A partir de uma solução padronizada de NaOH aproximadamente 0,4 mol L-1, preparar as soluções de concentrações menores. Em todas as titulações, usar fenolftaleína como indicador.

Page 33: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 33

Química não se Decora, Compreende!

B − Sistema Água−Benzeno−Ácido Benzóico

Cada grupo deverá preparar duas ou três das seguintes misturas:

01) Antes de medir a massa do ácido benzóico, triturar o mesmo em almofariz ou em um béquer com o auxílio de um bastão de vidro. Os volumes de água e benzeno podem ser medidos em provetas de 25,0 mL.

02) Colocar cada mistura em um funil de decantação e agitar fortemente por uns dez minutos. Deixar em repouso até que se separem em duas camadas líquidas.

03) De cada funil, tomar uma alíquota de 5,0 mL da fase benzênica e adicionar 40,0 mL de água destilada, agitando-a bastante e titular com NaOH 0,10 mol L-1. Para a fase aquosa, siga um procedimento similar utilizando alíquotas de 5,0 mL, adicionando 40,0 mL de água e titulando com NaOH 0,01 mol L-1.

04) A partir de uma solução padronizada de NaOH aproximadamente 0,1 mol L-1, preparar as soluções de concentrações menores. Em todas as titulações, usar fenolftaleína como indicador.

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) Colete todos os dados obtidos por todos os grupos de trabalho (volume de NaOH utilizados para as titulações das duas misturas) para os experimentos com os sistemas água-clorofórmio-ácido acético e água-benzeno-ácido benzóico.

02) Calcule as concentrações de ácido nas duas fases em mol L-1..

03) Para cada uma das misturas estudadas obtenha a relação s sC / Cβ α e

com estes dados faça um gráfico em função da concentração de ácido

acético ou ácido benzóico na fase orgânica, ( )sCβ . Por extrapolação

obtenha o coeficiente de partição, CK .

04) Para determinar o grau de associação n e a constante nK , constrói-se

um gráfico de slnCβ em função de slnCβ . Os valores são obtidos a partir da

inclinação (coeficiente angular ou derivada), da intercessão (ou coeficiente linear) e do coeficiente de partição calculado anteriormente.

Número da mistura Água / mL Benzeno / mL Ácido benzóico

/ g 01 15 15 0,3 02 15 15 0,5 03 15 15 0,8 04 15 15 1,0 05 15 15 1,2 06 15 15 1,5

Page 34: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 34

Química não se Decora, Compreende!

05) Dê uma interpretação molecular para os resultados obtidos experimentalmente considerando as estruturas químicas de cada substância envolvida.

06) Compare os coeficientes de partição obtidos para os dois sistemas.

07) Quais seriam os resultados obtidos esperados para a partição de um ácido graxo (ácido carboxílico de cadeia longa) no sistema água-clorofórmio em comparação com o ácido acético?

08) Compare os resultados de grau de associação n e nK para os dois

sistemas estudados.

Page 35: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 35

Química não se Decora, Compreende!

11. ROTEIRO EXPERIMENTAL 8: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PELO MÉTODO DE DISTRIBUIÇÃO

OBJETIVO(S)

• Determinar o coeficiente de distribuição do iodo em água e tetracloreto de carbono e a constante de equilíbrio da reação

rápida: 2 3I I I− −+ .

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

03 Erlenmeyers de 500,0 mL 6,0 g de iodo (I2) 01 Termômetro de 0 a 100ºC 20,0 mL de tetracloreto de carbono (CCl4)

01 Balão volumétrico de 100,0 mL 1,0 L de solução 0,1 mol L-1 de iodeto de potássio (KI)

01 Balão volumétrico de 1000,0 mL 100,0 mL de solução 0,1 mol L-1 de tiossulfato de sódio e amido

Balança analítica Banho-maria termostatizado 01 Pipeta de 10,0 mL 02 Pipetas de 20,0 mL 01 Bureta de 50,0 mL

INTRODUÇÃO

EQUILÍBRIO QUÍMICO NUMA MISTURA

Consideremos um sistema fechado à temperatura e pressão total constantes. O sistema consiste de uma mistura de várias espécies químicas que podem reagir de acordo com a equação:

i i0 = Aν∑ (10.1)

onde cada iA representa a fórmula química da cada substância, enquanto que cada

iv representa o coeficiente estequiométrico. Onde iv é negativo para reagentes e

positivos para produtos.

Neste caso, cabe uma consideração referente à energia de Gibbs da mistura. Será que ela aumentará ou diminuirá se a reação prosseguir na direção indicada pela seta? Se a energia de Gibbs diminuir à medida que a reação avançar, então a reação se dará espontaneamente na direção da seta; o avanço da reação e o decréscimo da energia de Gibbs do sistema continuarão até que a mesma atinja um valor mínimo. Quando a energia de Gibbs do sistema for mínima, a reação estará em equilíbrio. Se a energia de Gibbs aumentar à medida que a reação avançar na direção indicada pela, então a reação se dará espontaneamente, com a diminuição da energia de Gibbs, na direção oposta. Novamente a mistura atingirá um da energia de Gibbs na posição de equilíbrio.

Como P e T são constantes, à medida que a reação avançar, a variação da energia de Gibbs do sistema será dada pela seguinte equação:

Page 36: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 36

Química não se Decora, Compreende!

i ii

dG = dnµ∑ (10.2)

onde as variações das quantidades de matéria (número de mols), idn , são aquelas

resultantes da reação química. Estas variações não são independentes porque as substâncias reagem segundo as relações estequiométricas. Considerando que a

reação avance ξ mol, onde ξ é o avanço da reação, então a quantidade de

matéria (em mol) da cada substância presente é dada por:

0i i in = n +ν ξ (10.3)

onde 0in são o número de mols das substâncias presentes antes da reação avançar

em ξ mols. Como 0in é constante, diferenciando a equação acima, teremos:

i idn = dν ξ (10.4)

Substituindo essa equação, na equação que expressa a variação da energia de Gibbs, tem-se:

i ii

dG = dν µ ξ ∑ (10.5)

que se torna:

i iiT,p

G= ν µ

ξ ∂ ∂

∑ (10.6)

A derivada ( )T,pG/ ξ∂ ∂ é a taxa de aumento da energia de Gibbs da

mistura com o avanço ξ da reação. Se essa derivada for negativa, a energia de

Gibbs da mistura diminuirá à medida que a reação prosseguir na direção indicada pela seta, o que implicará à reação ser espontânea. Se a derivada for positiva, o processo da reação direta levará a um aumento da energia de Gibbs do sistema; como isto não é possível, a reação reversa ocorrerá espontaneamente. Se

( )T,pG/ ξ∂ ∂ for zero, a energia de Gibbs terá um valor mínimo e a reação estará

em equilíbrio. A condição de equilíbrio para a reação química é dada pela seguinte consideração:

i ii eqT,p,eq

G= 0 = 0ν µ

ξ ∂

⇒ ∂ ∑ (10.7)

A derivada da equação ( ) i iT,pi

G/ =ξ ν µ∂ ∂ ∑ tem a forma de uma

variação da energia de Gibbs dos produtos da reação menos a soma das energias

de Gibbs dos reagentes. Conseqüentemente, substituiremos ( )T,pG/ ξ∂ ∂ por e

chamaremos G∆ de energia de Gibbs da reação. Da dedução acima, ficou claro

que para qualquer que seja a reação química, tem-se: i ii

G = ν µ∆ ∑ .

Page 37: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 37

Química não se Decora, Compreende!

Sendo que a condição de equilíbrio para qualquer que seja a reação química é dada por:

i ii eq

G = = 0ν µ ∆ ∑ (10.8)

O índice “eq” colocado na equação acima e em outras, tem a função de acentuar o fato de que, no equilíbrio, os valores de µ são relacionados de um modo

especial por essas equações. Como cada iµ é ( )ξµ ...,,,, 02

01 nnpTi , a condição

de equilíbrio determina eξ como função de T, P e dos valores especificados das

quantidades de matéria (em mol) iniciais.

EQUILÍBRIO QUÍMICO NUMA MISTURA DE GASES IDEAIS

O potencial químico de um gás ideal, µ, numa mistura de gases ideais é dado pela seguinte equação:

0i i i= + RT ln Pµ µ (10.9)

onde iP é a pressão parcial do gás na mistura. Usamos esses valores de iµ na

equação ( ) i iT,pi

G/ =ξ ν µ∂ ∂ ∑ para calcular o G∆ para a seguinte reação:

A B C Dα β γ δ+ → + (10.10)

onde A, B, C e D representam as fórmulas químicas, enquanto que α , β , γ e δrepresentam os coeficientes estequiométricos. Assim tem-se:

( )( )

0 0 0

0

0 0 0 0

ln ln

ln ln

ln ln ln ln

C C D D A

A B B

C D A B

C D A B

RT P RT P

G RT P RT P A B

C D

GRT P P P P

γµ γ δµ δ αµα βµ β α βγ δ

γµ δµ αµ βµ

γ δ α β

+ + + − +

∆ = − − + → +

+ − + +∆ = + − +

(10.11)

Seja ( )00000BADCG βµαµδµγµ +−+=∆ , onde

0G∆ é a energia de

Gibbs padrão da reação. Então combinando os termos logarítmicos, tem-se:

0 ln C D

A B

P PG G RT

P P

γ δ

α β∆ = ∆ + (10.12)

O argumento do logaritmo é chamado quociente próprio das pressões, o numerador é o produto das pressões parciais dos produtos, cada uma elevada a uma potência que é o seu coeficiente estequiométrico, enquanto que o denominador é o produto das pressões parciais dos reagentes, cada uma elevada a uma potência que o seu coeficiente estequiométrico. Esse quociente é abreviado pelo símbolo

PQ :

Page 38: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 38

Química não se Decora, Compreende!

C DP

A B

P PQ

P P

γ δ

α β= (10.13)

Isso reduz a equação da energia de Gibbs para:

0 ln pG G RT Q∆ = ∆ + (10.14)

O sinal de G∆ é determinado pelo sinal e valor de plnQ , pois a uma dada

temperatura 0G∆ é uma constante característica da reação. Se, por exemplo,

compusermos a mistura de tal forma que as pressões parciais dos reagentes sejam

muito grandes, enquanto que a dos produtos sejam pequenas, então pQ terá um

valor fracionário pequeno e plnQ será um número negativo e grande. Isto por sua

vez tornará G∆ mais negativo e aumentará a tendência de formação de produtos.

No equilíbrio, G∆ = 0 , então a equação da energia de Gibbs padrão da reação

torna-se:

( ) ( )( ) ( )

00 ln C De e

A Be e

P PG RT

P P

γ δ

α β= ∆ + (10.15)

onde o índice e indica que são pressões parciais de equilíbrio. O quociente das pressões parciais de equilíbrio é a constante de equilíbrio em função das pressões,

pK :

( ) ( )( ) ( )pK C De e

A Be e

P P

P P

γ δ

α β= (10.16)

Usando a notação mais geral, coloca-se o valor de iµ da equação

0 lni i iRT Pµ µ= + na equação ( ) pTG ./ ξ∂∂ , obtendo-se:

( )0

,

lni i iiT p

GG v RT Pµ

ξ ∂∆ = = + ∂

∑ (10.17)

que pode ser escrito da seguinte forma:

0 lni i i i

i i

G v RT v Pµ∆ = +∑ ∑ (10.18)

Entretanto, i

Gvi

ii00 ∆=∑ µ é a variação da energia padrão da reação e

iviii ppv lnln = . Assim, a equação torna-se:

0 ln iv

ii

G G RT P∆ = ∆ + ∑ (10.19)

Mas a soma dos logaritmos é igual ao logaritmo do produto, assim:

( )3 32 1 21 2 3 1 2 3ln ln ln ... ln ...iv v vv v vP P P P P P+ + + = (10.20)

Page 39: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 39

Química não se Decora, Compreende!

Esse produto continuado será dado por:

31 21 2 3 ...iv vv v

ii

p P P P=∏ (10.21)

que é chamado quociente próprio das pressões, pQ ,assim:

ivp i

i

Q P= ∏ (10.22)

Note que, como os iv para os reagentes são negativos, temos para a

reação em questão: ;1 α−=v ;2 β−=v ;3 γ=v δ=4v . Dessa forma,

o valor de pQ será dado por:

B Dp A B C D

A C

P PQ P P P P

P P

γ δα β γ δ

α β− −= = (10.23)

De forma correspondente, pK pode ser escrito da seguinte forma:

( )PK iv

i ei

P= ∏ (10.24)

Assim, a equação ( ) ( )( ) ( )

00 ln C De e

A Be e

P PG RT

P P

γ δ

α β= ∆ + torna-se, então:

0pln KG RT∆ = − (10.25)

A quantidade de 0G∆ é uma combinação dos

0µ , cada um dos quais

sendo uma função apenas da temperatura; portanto, 0G∆ é uma função apenas da

temperatura, de tal modo que pK também o é. A partir de uma medida da

constante de equilíbrio da reação, pode-se calcular 0G∆ usando-se a equação

acima. Esse é o modo pelo qual se obtém o valor de 0G∆ para qualquer reação.

EQUILÍBRIO QUÍMICO NUMA MISTURA DE GASES REAIS

Se a álgebra correspondente fosse levada a efeito para os gases reais

usando-se a equação ( ) fRTT ln0 += µµ , que é equivalente a equação

( ) ( )( ) ( )pK C De e

A Be e

P P

P P

γ δ

α β= , poderia ser representada por:

( ) ( )( ) ( )fK C De e

A Be e

f f

f f

γ δ

α β= (10.26)

Page 40: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 40

Química não se Decora, Compreende!

Para a equação 0pln KG RT∆ = − , a equação equivalente seria

representada por:

0fln KG RT∆ = − (10.27)

Para os gases reais, é o fK e não o pK que é uma função da

temperatura.

A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO xK

É algumas vezes vantajoso exprimir as constantes de equilíbrio para

sistemas gasosos em termos das frações molares, ix , ou das concentrações em

quantidade de matéria (concentrações molares), ic , em vez das pressões parciais.

A pressão parcial, iP , a fração em quantidade de matéria e a pressão total são

relacionados por i iP = x P. Usando essa relação para cada uma das pressões

parciais na constante de equilíbrio, obtemos a seguinte equação:

( ) ( )( ) ( )

( ) ( )( ) ( )

( ) ( )( ) ( )

C D C De e e ep

A B A Be e e e

C Ce ep

C Ce e

P P x P x PK

P P x P x P

x xK P

x x

γ δ γ δ

α β α β

γ γγ δ α β

γ γ+ − −

= = ⇒

=

(10.28)

A constante de equilíbrio em termos das frações em quantidade de matéria (frações molares) é definida por:

( ) ( )( ) ( )xK C De e

A Be e

x x

x x

γ δ

α β= (10.29)

Então, tem-se: p xK = K p ν∆ ; onde ∑=∆ ivv é a soma dos

coeficientes estequiométricos do segundo membro da reação química menos a soma dos coeficientes estequiométricos do primeiro membro. Recompondo a equação acima, teremos a seguinte equação:

x pK = K vP−∆ (10.30)

Como pK é independente da pressão, xK dependerá da pressão a

menos que v∆ seja zero.

Uma outra maneira é expressar a constante de equilíbrio em termos de concentração efetiva ou atividade. Contudo, a ausência de informações acerca das atividades dos componentes impõe a utilização de uma constante de equilíbrio aparente, onde a solução é considerada ideal. Desta maneira, os coeficientes de atividades são iguais à unidade.

Seja um sistema formado por dois componentes imiscíveis, por exemplo, água e tetracloreto de carbono. Ao adicionar uma terceira substância A, por exemplo

Page 41: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 41

Química não se Decora, Compreende!

iodo, solúvel em quantidades diferentes em ambas as fases, no equilíbrio, têm-se as

concentrações 1C e 2C nas fases 1 e 2 , à temperatura constante, definidas pela

constante de distribuição K , de tal modo que:

[ ][ ]

1

2

KC

C= (10.31)

E, no exemplo, a 25 ºC, tem-se:

[ ][ ]

4

2

2

2

K CCl

H O

I

I= (10.32)

Neste caso, o valor de K pode ser determinado titulando-se diretamente o iodo com tiossulfato em ambas as fases, tal que:

−−−

−−−

+→+

+→+

IOSIOS

IOSIOS

32

222643

232

2642

232

Neste experimento será determinada a constante de equilíbrio para a

seguinte reação: 2 3KI I KI+ . Para este caso, serão utilizados os dois

solventes acima. Isto é possível, porque o KI é solúvel somente em água, como

mostra a Figura 6.

Figura 6 Distribuição esquemática dos componentes da reação 2 3I I I− −+

num sistema de duas fases (água – CCl4).

A constante de equilíbrio da reação é dada por:

[ ]

[ ]3

C

2

K.

I

I I −=

(10.33)

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

determinar o valor de CK .

Page 42: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 42

Química não se Decora, Compreende!

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE 1 – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE DISTRIBUIÇÃO

a) Preparar uma solução saturada, dissolvendo 6,0 g de iodo em 150,0 mL de tetracloreto de carbono, em banho-maria termostatizado a 25 °C.

b) Esperar que o equilíbrio térmico e a máxima dissolução sejam atingidos.

c) Filtrar o excesso de iodo. Tem-se uma solução de iodo de ≅ 0,25 mol L-1.

d) Tomar 50,0 mL dessa solução e colocar em um erlenmeyer de 500,0 mL, adicionando 200,0 mL de água pura. Agitar fortemente por dois minutos.

e) Colocar o erlenmeyer em banho-maria termostatizado a 25°C e esperar por 60 minutos para que o equilíbrio seja obtido, agitando esporadicamente.

f) Deixar as camadas se separarem.

g) Tomar 100,0 mL da fase aquosa e transferi-la para um erlenmeyer de 400,0 mL que contenha 10,0 mL de uma solução de KI 0,1 mol L-1 (para evitar perdas de I2 durante a titulação).

h) Adicionar 1,0 mL de amido e titular com tiossulfato de sódio 0,01 mol L-1. No final da titulação a cor azul desaparece.

i) Tomar agora 5,0 mL da fase do tetracloreto de carbono e titular como acima, sob agitação. Repetir esta operação mais uma vez.

PARTE – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Em três erlenmeyers de 500,0 mL, colocar as seguintes soluções:

Frascos Solução saturada de iodo em CCl 4 /

mL CCl4 puro / mL Solução de KI

0,1 mol L -1 / mL

1 50 --- 250 2 30 20 250 3 20 30 250

a) Fechar muito bem a boca dos três frascos e colocá-los no banho-maria termostatizado à temperatura de 25°C, por um períod o de 1 a 2 horas.

b) Agitá-los a cada 10 minutos e deixá-los no banho até que as camadas se separem perfeitamente.

c) Tomar 20,0 mL da fase aquosa e titular com tiossulfato de sódio 0,1 mol L-1, conforme explicado na primeira parte, mas sem adicionar KI.

d) Tomar 20,0 mL da fase CCl4 e titular também com o tiossulfato de sódio 0,1 mol L-1.

Page 43: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 43

Química não se Decora, Compreende!

TRATAMENTO DE DADOS

1) Calcule o coeficiente de distribuição a partir dos dados obtidos na primeira parte

através da [equação (10.32)]. Para determinar o valor da constante de equilíbrio,

proceda da seguinte maneira:

a) Calcule a concentração do iodo na fase aquosa a partir do valor de K e da concentração de iodo na fase CCl4, obtida por titulação, a partir de

[ ] [ ]4

2 2Kágua CCI

I I= .

b) Calcule a concentração do iodo no equilíbrio subtraindo a concentração do iodo

na água determinado no item a e a concentração do −3I titulado no equilíbrio, tal

que [ ] [ ] [ ]águaágua III −−= 322 .

c) Calcule a concentração do −I subtraindo a concentração de

−I inicial

(concentração do KI) do valor da concentração de −3I titulado no equilíbrio, tal que

[ ] [ ] [ ]−− −= 3IKII .

Conhecidos [ ] [ ]−−3, II e [ ]2I , calcule o valor da constante de equilíbrio

CK a partir da [equação (10.33)].

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

1) Por que o iodeto de potássio é pouco solúvel em tetracloreto de carbono?

2) Explique como é formado o −3I .

3) Quais os erros efetuados durante o experimento?

4) A partir da solubilidade do iodo em água e em tetracloreto de carbono (Consulte a literatura), calcule o coeficiente de distribuição do iodo nesses solventes, a 25°C, e compare o resultado com os seus.

5) Uma solução 0,0 mol L-1 de iodo em tetracloreto de carbono é agitado com água destilada na proporção de 1:1. Qual a percentagem do iodo que passa para a água?

Page 44: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 44

Química não se Decora, Compreende!

12. ROTEIRO EXPERIMENTAL 9: REFRAÇÃO MOLAR

OBJETIVO(S)

• Obter o índice de refração molar de algumas soluções.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Haste de vidro de pontas arredondadas ou conta-gotas Algodão

Vidro de relógio Benzeno refratômetro de Abbé Clorofómio Banho termostático com circulação externa Etanol

Tolueno Hexano

INTRODUÇÃO

A refração específica (Re) de uma substância é dada pela equação:

2

e 2

n -1 1R = .

n +1 ρ (11.1)

onde n é o índice de refração e ρ é a massa específica da substância.

A [equação (11.1)] foi obtida por vários pesquisadores, independentemente, a partir das teorias eletromagnética e ondulatória da luz.

A refração molar é dada pela expressão:

m eR = R .M (11.2)

sendo M a massa molar.

Essa propriedade tem caráter aditivo e depende da constituição do composto em estudo. No caso de solução, consideram-se sua massa especifica e as frações molares, além das massas molares dos componentes. Para uma solução binária de líquidos, a expressão seria:

( )2

1 1 2 2m 21,2

x M + x Mn -1R = .

n - 2 ρ (11.3)

na qual: n é o índice de refração da solução; ρ é a massa específica da solução;

1M e 2M as massas molares dos componentes 1 e 2, respectivamente e 1x e

2x as frações em quantidade de matéria dos componentes 1 e 2, respectivamente.

O valor obtido será igual a:

( ) ( )m 1 m 1 2 m1,2 2R = x (R ) + x R (11.4)

em que ( )m 1R e ( )m 2

R são as refrações molares individuais.

Page 45: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 45

Química não se Decora, Compreende!

Quase todos os trabalhos nesse campo têm sido efetuados com líquidos, por ser mais fácil a medida. Segundo considerações teóricas, baseadas na hipótese de que as moléculas são perfeitamente condutoras, a refração molar para radiação de comprimento de onda infinito é dada pela equação:

( )2

m 2

n -1 MR = .

n + 2 ρ∞

∞∞

(11.5)

que representa o volume real das moléculas existentes em 1 mol de substância, o qual é distinto do volume aparente (M/ρ). Portanto deve-se utilizar a grandeza (Rm)∞ quando se pretende comparar os volumes verdadeiros, embora as moléculas não sejam esferas condutoras.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

01) Medir o índice de refração de várias substâncias, determinar as respectivas massas específicas e aplicar na [equação (11.1)], para obter as refrações molares pela [equação (11.2)].

02) Preparar soluções com líquidos miscíveis, medir os índices de refração e as massas específicas, aplicando em seguida esses valores na [equação (11.3)]; comparar os resultados com aqueles obtidos pelo uso da [equação (11.4)].

APLICAÇÕES

Como a refração molar é uma propriedade aditiva, ela pode ser calculada por meio de tabelas que dão os valores respectivos dos grupos químicos constituintes de determinada substância. Normalmente, ela pode ser determinada segundo três critérios, como segue:

1. Segundo Glasstone e Dale (1863):

GD

MR = (n-1)

ρ (11.6)

2. Segundo Lorentz e Lorenz (1880):

2

LL 2

n -1 MR = .

n + 2 ρ (11.7)

3. Segundo Vogel (1954):

R = nMν (11.8)

Para polímeros, M é a massa molar da unidade estrutural. Do ponto de vista dos polímeros, pode-se, por exemplo, via refração molar, estimar o índice de refração de um material a ser sintetizado; portanto projetar determinado material segundo os objetivos. Para tanto, bastaria fixar a massa molar, determinar ou estimar a massa específica e calcular a refração molar, o que permitiria obter com boa aproximação o índice de refração do material a ser preparado.

Convém lembrar que o método de Vogel não é aplicável a polímeros cristalinos.

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Práticas de Físico-Química 1 46

Química não se Decora, Compreende!

APLICAÇÃO NUMÉRICA

Estimar o índice de refração do poliacetato de vinila.

Solução

Unidade Estrutural

CH2 CH

O

C O

CH3

M = 86 g mol-1 V = 72,4 cm V-1 mol-1

A partir de tabelas encontradas em manuais, obtém-se GTR , dada a

contribuição particular de cada grupo químico:

( ) ( ) ( ) ( )GD 3 2

GD

R =1 COO- +1 CH - +1 -CH - +1 -CH-

R =10,87 +8,82 + 7,83+ 6,80 = 34,22

LOGO:

GDR 34,22n = 1+ = 1+ = 1,474

V 72,4

Se as propriedades de um material diferirem quando forem consideradas direções diferentes, o corpo apresentará refração dupla, ou birrefringência, quando transparente.

Birrefringência significa mudança no índice de refração com a direção; demonstra-se a relação entre esse fato e a capacidade de rotação do plano de luz polarizada; esforços internos em polímeros "sólidos" podem levar à birrefringência.

Soluções poliméricas sob ação de campos magnéticos, elétricos e influência de fluxo podem apresentar esse fenômeno.

A esta altura, torna-se interessante fazer constar que a variação específica do índice de refração, segundo Goedhart (1969), pode ser calculada por:

v0

Rdn V= - n

dc M M

(11.9)

sendo 0n o índice de refração do solvente puro.

Sabe-se também que o índice de reflexão (r) pode ser obtido pela relação:

2

0

0

n- nr =

n+ n

(11.10)

em que n é o índice de refração do meio com maior massa específica e 0n o

índice de refração do meio com menor massa específica.

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Práticas de Físico-Química 1 47

Química não se Decora, Compreende!

13. ROTEIRO EXPERIMENTAL 10: DETERMINAÇÃO DO COEFICIENTE DE VISCOSIDADE PELO MÉTODO DE OSTWALD E REFRAÇÃO MOLAR

OBJETIVO(S)

• Determinar o coeficiente de viscosidade de alguns líquidos utilizando o viscosímetro de Ostwald.

• Verificar a influência da estrutura molecular sobre a viscosidade de alguns líquidos através da medida de coeficientes de viscosidade de líquidos com diferentes tamanhos de cadeias.

• Determinar o índice de refração de uma série homóloga. • Verificar a influência do tamanho da cadeia na refração molar (Rm).

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Balança analítica Acetato de etila Densímetro Acetato de metila Espátulas Acetato de n-butila Picnômetro Acetato de propila Provetas Água destilada Termômetro Viscosímetro de Ostwald Refratômetro Pipetas Béqueres

INTRODUÇÃO SOBRE VISCOSIDADE

Viscosidade pode ser definida como a resistência de um fluido ao fluxo, ou a uma alteração de forma. É uma medida do atrito interno de um fluido. A definição matemática de viscosidade baseia-se na lei de Newton. Esta lei é interpretada

mediante o arranjo de placas paralelas como o apresentado na Figura 7.

Figura 7 Diagrama representativo do escoamento entre duas lâminas de líquido.

Quando o fluido passa entre duas placas paralelas de área A com uma

distância y∆ entre elas, e as placas forem movimentadas em sentidos opostos com

uma certa diferença de velocidade v∆ , deve ser aplicado uma certa força F, na

Page 48: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 48

Química não se Decora, Compreende!

direção x, para contrabalançar a força de cisalhamento do fluido. Nestas condições o coeficiente de viscosidade, η , é definido por:

F/ A

=v/ y

η∆ ∆

(12.1)

A tensão tangencial ou tensão de cisalhamento, ι , é definida por

yvAF ∆∆= /./ι é o gradiente de velocidade ou taxa de cisalhamento, dr . Assim:

drι η= (12.2)

onde η é o coeficiente de viscosidade ou viscosidade absoluta, ou ainda

viscosidade dinâmica. O coeficiente de viscosidade depende da temperatura, da pressão e da natureza do fluido.

A unidade de viscosidade no sistema CGS é o poise, P, igual a Pa s-1. A unidade mais prática é o centipoise (cP) equivalente a um centésimo de poise. Se uma força de 1,0 dina fizer com que uma superfície plana de 1,0 cm2, se mova sobre outra, distanciada de 1,0 cm da primeira, com velocidade de 1,0 cm s−1, diz-se que o fluido entre os planos apresenta viscosidade de 1,0 poise.

Se η é constante e independente da taxa de cisalhamento [equação

(12.2)] o fluido é dito newtoniano (Figura 8), ou exibe um comportamento de fluxo

ideal. Exemplos de fluidos newtonianos são: água, óleos minerais, soluções salinas, solução de açúcar, gasolina, etc. Fluidos não newtonianos são: asfalto, a maioria das tintas, soluções de amido, agarose, pectina, carboximetilcelulose, etc.

Figura 8 Taxa de cisalhamento versus tensão de cisalhamento para fluidos newtonianos

O coeficiente de viscosidade pode ser determinado por vários métodos experimentais, dependendo do sistema e da precisão desejada na medida. Para fluidos newtonianos a viscosidade pode ser determinada a partir da velocidade de vazão do fluido através de um capilar ou da velocidade com que uma esfera cai no fluido.

No caso da vazão de fluido capilar, o coeficiente de viscosidade é dado segundo a lei Poiseulli, e emprega-se o aparelho denominado viscosímetro capilar ou viscosímetro de Ostwald. A equação utilizada é:

4

8

r t gh

VL

π ρη = (12.3)

onde: r = raio do capilar (cm); g = aceleração da gravidade (cm s-2); h = diferença de altura entre os níveis que determinam o tempo de fluxo (cm); V = volume do líquido

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Práticas de Físico-Química 1 49

Química não se Decora, Compreende!

que atravessa o capilar (cm3); L = altura do capilar (cm); ρ = densidade do fluido (g

cm-3); t = tempo de fluxo (s); η = viscosidade em poise.

Para líquidos muito viscosos emprega-se o método baseado na velocidade com que uma esfera de raio e densidade conhecida desce em um cilindro contendo o líquido de viscosidade desconhecida. O aparelho utilizado para esse fim é o viscosímetro de bola. Nesse caso, para determinar a viscosidade leva-se em conta a lei de Stokes, segundo a qual, a velocidade com que a esfera cai em um tubo contendo o líquido é inversamente proporcional à viscosidade do líquido.

2( )2

.9

e er gV

ρ ρη

−= (12.4)

onde eρ e er são a densidade e o raio da esfera, respectivamente. ρ e η são a

densidade e a viscosidade do líquido e g é a aceleração da gravidade.

DETERMINAÇÃO DE VISCOSIDADES DE LÍQUIDOS EMPREGANDO O VISCOSÍMETRO DE OSTWALD

O viscosímetro de Ostwald permite uma determinação simples do coeficiente de viscosidade a partir de um padrão. Neste caso as medidas de viscosidade são feitas por comparação entre o tempo da vazão de um fluido de viscosidade conhecida, geralmente, água e o fluido de viscosidade desconhecida, uma vez que uma medida absoluta do coeficiente de viscosidade demanda experimento mais elaborado. A água, geralmente é utilizada como fluido de referência a 25ºC, onde sua viscosidade é de 0,00895 poise.

A partir da equação acima pode chegar a:

1 1 1

2 2 2

t

t

η ρη ρ

= (12.5)

onde 1ρ e 2ρ são as densidades dos fluidos conhecido e desconhecido,

respectivamente, e 1t e 2t são os tempos gastos para que escoem os volumes

iguais.

INTRODUÇÃO SOBRE REFRAÇÃO MOLAR

Quando um raio de luz passa de uma substância para outra, como do ar para a água, o raio é refratado, mudando de direção ao atingir a superfície de separação entre os dois sistemas. A intensidade com que o raio é refratado depende da concentração relativa dos átomos e de seus arranjos no interior das moléculas. O índice de refração é uma medida quantitativa da refração de luz, e é usada para determinar a concentração de soluções, o grau de pureza, identificar compostos químicos e auxiliar no entendimento de estruturas.

O índice de refração, η , é definido como a relação entre a velocidade da

luz no vácuo e em um determinado meio.

luz

luz

V vácuo

V meioη = (12.6)

Page 50: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 50

Química não se Decora, Compreende!

onde η pode ser calculado pela seguinte relação:

seni

senpη = (12.7)

onde i é o ângulo formado pelo raio de luz incidente e é perpendicular à superfície, e p é o ângulo de refração que o raio faz com a perpendicular à superfície, após a

penetração (Figura 9).

Figura 9 Esquema ilustrativo da refração de um feixe luminoso.

As medidas de índice de refração são as mais antigas e mais precisas em físico-química.

Geralmente, o ângulo de refração é medido com o auxílio de um prisma de vidro sobre o qual é colocado o líquido ou sólido. O índice de refração de pende do

comprimento de onda da luz e da temperatura. Assim, 25dn indica um índice de

refração tomada com luz monocromática amarela D do arco de sódio na temperatura de 25 ºC.

A refração específica de um fluído eR se relaciona com o índice de

refração segundo a equação:

2

2

( 1) 1.

( 2)e

nR

n ρ−=+

(12.8)

A refração molar, Rm, é igual à refração específica multiplicada pela massa molecular do fluído.

.m eR R M= (12.9)

Como a refração molar é uma propriedade aditiva, possui diferentes valores para os membros de uma série homóloga.

Page 51: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 51

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PARA A VISCOSIDADE

A turma será dividida em grupos de no máximo 03 pessoas. Cada grupo trabalhará com a água e um dos

acetatos.

01) Inicialmente fazer a determinação das densidades da água e dos líquidos estudados na temperatura em que são feitas as medidas dos tempos de escoamento.

02) Colocar com uma pipeta, 10,0 mL do líquido problema no viscosímetro limpo e seco. Lavar o viscosímetro com esse líquido e desprezar o líquido.

03) Pipetar novamente 10,0 mL do líquido, colocar no viscosímetro e fazer a medida do tempo de escoamento com o cronômetro (fazer 05 leituras para tirar a média do tempo em questão).

04) Repetir o procedimento acima com água, acetato de metila, acetato de etila, acetato de propila e acetato de n-butila.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PARA A REFRAÇÃO MOLAR

01) Com uma pipeta colocar algumas gotas de líquido sobre a superfície interior do prisma do refratômetro, fechando o sistema de prismas, em seguida.

02) Ajustar a ocular e observar se a borda da zona escura que aparece no campo de visão se desloca até a intersecção do retículo.

03) Ajustar, em seguida, o compensador até desaparecer a franja colorida e se obter um contraste nítido.

04) Ajustar cuidadosamente o aparelho para que a intersecção do retículo coincida com a borda da zona escura. Faz-se, então a leitura do índice de refração.

Serão feitas determinações dos índices de refração dos acetatos de metila,

etila e n-butila. Os dados obtidos serão colocados na Tabela 8.

Tabela 8 Resultados do índice de refração molar dos acetatos.

Acetato η ρ Re M Rm Metila Etila

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Práticas de Físico-Química 1 52

Química não se Decora, Compreende!

QUESTÕES PARA O RELATÓRIO

01) Explique a origem da viscosidade.

02) Discuta os resultados das medidas que você realizou em termos das estruturas e das propriedades das moléculas.

03) Esboce um gráfico da viscosidade versus o tamanho da cadeia de carbono, para os acetatos estudados.

04) Um volume V de água passa por um viscosímetro de Ostwald, a 25ºC em 30 segundos. Qual é o tempo necessário para passar o mesmo volume de glicerina, nas mesmas condições, sabendo que sua viscosidade é 9,54 poise e sua densidade é 1,26 g mL-1.

05) Explique a origem da refração molar.

06) Construa um gráfico de Rm versus número de carbonos na cadeia dos acetatos e estime a refração molar do acetato de propila.

07) Discuta os resultados obtidos em termos da refração molar.

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Práticas de Físico-Química 1 53

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14. ROTEIRO EXPERIMENTAL 11: POLARIZABILIDADE

OBJETIVO(S)

• Obter a polarizabilidade e o raio molecular de algumas moléculas.

MATERIAIS

Equipamentos: Reagentes:

Refratômetro de Abbé Tetracloreto de carbono Banho termostático com circulação externa Nitrobenzeno

Benzeno

INTRODUÇÃO

A polarizabilidade é uma grandeza que mede a redução da intensidade do campo elétrico existente entre as placas de um condensador, quando é colocada uma molécula entre estas. O campo polariza a molécula, orientando-a dentro dele. Essa grandeza pode ser medida pela permissívidade relativa (ou constante dielétrica), indicada por ∈ . Trata-se da relação entre as capacitâncias do dielétrico considerado e a do vácuo no capacitor de mesma forma geométrica,

respectivamente C e 0C :

0

C=

C∈ (13.1)

A polarizabilidade indica qual a distorção introduzida pelo campo na distribuição de cargas elétricas. A polarização molar total é dada pela equação:

2

T I p

4 N 4 N 1 MP = P + P .

3 9 T 2

π α π µκ ρ

∈ −= + =∈ +

(13.2)

na qual: IP é a polarização molar induzida; pP é a polarização molar permanente;

µ é o momento dipolar; M é a massa molar; ρ é a a massa específica; α é a

polarizabilidade (cm3); N é a constante de Avogadro; κ é a constante de

Boltzmann; T é a temperatura (em Kelvin) e π = 3,14159.

Em freqüências muito baixas (radiofreqüências), IP e pP contribuem para

TP . Em freqüências elevadas, despreza-se pP e passa-se a considerar apenas IP .

A polarização molar induzida ( IP ) é o resultado da combinação da

polarização atómica ( AP ), devida ao deslocamento do núcleo, e da polarização da

nuvem eletrônica ( EP ). Sob altas freqüências (acima da região do infravermelho), a

influência de AP tende a zero, e a permissividade passa a depender completamente

da polarização eletrônica.

Page 54: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 54

Química não se Decora, Compreende!

O índice de refração η , medido na região visível, usa luz de um campo que

pode ser considerado de alta freqüência. Nesse caso, segundo Maxwell, pode-se escrever:

2 =η ∞∈ (13.3)

sendo ∞∈ a permissividade medida em altas freqüências.

A polarização atômica pode ser medida na região do infravermelho, embora sua determinação experimental seja difícil. Nas medidas realizadas, têm-se

encontrado valores da ordem de 3 a 10% para a AP , em relação à EP . Conclui-se

que, em primeira aproximação, pode-se desprezar AP e calcular EP a partir da

expressão:

2

E m2

4 N 1 MP = . R

3 2

π α ηη ρ

−= =+

(13.4)

na qual mR é a refração molar.

É necessário fixar e temperatura e a freqüência em que é calculada a mR .

A polarizabilidade assim obtida está sujeita principalmente às seguintes críticas:

a) não considera a polarização atômica;

b) representa apenas uma avaliação média das polarizabilidades em várias direções.

POLARIZABILIDADE E RAIO MOLECULAR

Se µ é o momento elétrico do dipolo induzido, produzido por um campo

de intensidade f , que atua sobre a molécula isolada, então:

fµ α= (13.5)

Por meio de considerações eletrostáticas sabe-se que o momento dipolar induzido em uma esfera perfeitamente condutora, de raio r , é igual à força de

intensidade f do campo elétrico segundo a relação:

3r fµ = (13.6)

Logo:

3rα = (13.7)

E assim:

2

32

1 M 4. Nr

2 3

η πη ρ

− =+

(13.8)

com a qual se pode calcular r .

Page 55: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 55

Química não se Decora, Compreende!

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Obter por via experimental os índices de refração das substâncias. Pesquisar na bibliografia as constantes necessárias. Calcular a polarizabilidade e o raio molecular das substâncias indicadas, usando as equações anteriores.

APLICAÇÕES

A polarização molar, P , é em geral calculada pelas expressões de Lorentz e Lorenz:

LL

1P .V

2

∈ −=∈ +

(13.9)

ou de Vogel:

1

2VP M=∈ (13.10)

Convém lembrar que existem dois grupos de propriedades elétricas dos polímeros, com real interesse. Um grupo devido à ação de um campo elétrico intenso e outro devido à presença de um campo elétrico moderado. No primeiro caso, mede-se, por exemplo, a ruptura da permissividade, ao passo que, no segundo, a condutividade elétrica, a eletrificação estática, etc.

MOMENTO DIPOLAR

Nos casos comuns, isto é, quando o dielétrico é uma substância pura e o momento dipolar é pequeno (<<0,6 D), é possível usar a equação de Debye:

2 22

2

1 1 M 4N 20,6

2 2 9 T

η µπ µη ρ κ

∈ − −− = = ∈ − + (13.11)

à temperatura de 298 K. Para polímeros com grupos polares, 2η∈> .

APLICAÇÃO NUMÉRICA

Pretende-se estimar a permissividade do polimetacrilato de metila, usando os cálculos propostos anteriormente.

SOLUÇÃO

A unidade estrutural do polimetacrilato de metila é:

CH2 C

CH3

C O

O

CH3

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Práticas de Físico-Química 1 56

Química não se Decora, Compreende!

cuja massa molar e M é 100,1 g mol-1.

Aplicando 1

2VP M=∈ , obtemos:

|

V 2 2|

V

1/2

P 1( ) 2( ) 1( ) 1( )

P 20,64 2 17,66 26,4 95 177,36

177,361,772

100,1

CH CH C COO

ε

= − − + − − + − − + −

= + × + + =

= =

Logo, 3,139∈= . É uma boa aproximação, já que o valor experimental é 3,15.

Para o mesmo polímero acima, calcular o momento dipo lar.

SOLUÇÃO

Sabe-se que 2T LLP R 20,6µ− = . Com relação a LLR , ver o

Experimento sobre Refração molar, página 44.

LLR 4,649 11,22 2,580 6,237 24,754= + + + =

Nesse caso:

LL

T

1P V

2P 4,65 1 1,28 2,58 15 33,51

∈−=∈+

= + + + =

Logo:

33,51 24,75 20,6 ²

0,65D

µµ

− ==

Page 57: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 57

Química não se Decora, Compreende!

15. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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Bueno, W.A., Degrève, L.; Manual de Laboratório de Físico-Química, McGraw-Hill, São Paulo, 1980

F. Daniels, J. Williams e P. Bender, Experimental Physical Chemistry, Book Company, N. York (1956)

P. W. Atkins, Físico-Química, Vol 1. LTC Editora, Rio de Janeiro (1999).

Pilla, L.; Físico-Química, Vol. 1, LTC, Rio de Janeiro, 1979.

R. Aveyard e D. A. Haydon, An Introduction to the Principles of Surface Chemistry. Cambridge University Press, Cambridge, 1973

RANGEL, Renato Nunes. Práticas de físico-quimica. São Paulo: Edgard Blucher, 2006.

V. P. Levitt (Editor), Findlay’s Practical Physical Chemistry. Longman Group, Londres (1973)

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Práticas de Físico-Química 1 58

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http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page2.html, acessado em 03/08/2010.

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http://lqes.iqm.unicamp.br/images/vivencia_lqes_meprotec_densidade_arquimedes.pdf, acessado em 03/08/2010.

http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula09.pdf, acessado em 03/08/2010.

http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula07.pdf, acessado em 03/08/2010.

http://www.fisica.ueg.br/ademir/aulas/aula05.pdf, acessado em 03/08/2010.

Page 59: Praticas de Fisico Quimica 1

Práticas de Físico-Química 1 59

Química não se Decora, Compreende!

16. CONSULTA RÁPIDA Alfabeto Grego Minúsculas Maiúsculas

Alfa α Α Beta β Β Gama γ Γ Delta δ ∆ Épsilom ε Ε Zeta ζ Ζ Eta η Η Teta θ Θ Iota ι Ι Capa κ Κ Lambda λ Λ Mi µ Μ Ni ν Ν Csi ξ Ξ Omicrom ο Ο Pi π Π Ro ρ Ρ Sigma σ Σ tau τ Τ ipsilom υ Υ Fi ϕ Φ qui χ Χ Psi ψ Ψ Omega ω Ω

Prefixos SI Símbolo Potência de 10

atto a 1810−

femto f 1510−

pico p 1210−

nano n 910−

micro µ 610−

mili m 310−

centi c 210−

deci d 110−

deca da 110

hecto h 210

quilo k 310

mega M 610

giga G 910

tera T 1210

peta P 1510

hexa E 1810

Constantes

Fundamen-

tais

Símbolos Valor

Constante dos Gases Ideais

R

3 1 18,314 . . .Pa m K mol− −

1 10,08206 . . .atm L K mol− −

1 162,356 . . .mmHg L K mol− −

1 162,356 . . .Torr L K mol− −

1 11,987 . .cal K mol− − 1 18,314 . .J K mol− −

Constante de Avogadro AN 23 16,022.10 mol−

Constante de Boltzmann

A

Rk

N= 23 11,381.10 .J K− −

Aceleração Padrão da Gravidade

g 29,807 .m s−

Carga Elementar e 191,602.10 C−

Constante de Faraday

AF N e=

4 19,648.10 .C mol−

Velocidade da Luz no Vácuo

c 8 12,998.10 .m s−

Constante de Planck h 34 16,626.10 .J s− − Massa em Repouso do Elétron

em 319,110.10 kg−

Permissividade do vácuo 0ε 12 2 1 18,85.10 . .C J m− − −

Fatores de Conversão 3 3 31 10 1 L m dm−= =

1 101325 760 760 atm Pa Torr mmHg= = =

1 4,184 cal J= 11 96,48456 .eV kJ mol−=

1 2,54 in cm=

1 453,6 lb g=

1 1,055 Btu kJ= 11 746 746 .cv w J s−= =

301 3,33564.10 .D C m−=

Dados Matemáticos

3,14159265...π =

2,71182818...e =

ln 2,302585...logx x= 2 3

1 ...2! 3!

x x xe x= + + + +

22 3 4

1 1 1ln(1 ) ...( 1)

2 3 4x x x

x x x+ = − + − + <

( ) 1 2 3 21 1 ...( 1)x x x x x−+ = − + − + <

( ) 1 2 3 21 1 ...( 1)x x x x x−− = + + + + <

( ) 2 2 3 21 1 2 3 4 ...( 1)x x x x x−− = + + + + <