FACULDADE DE ARACRUZ DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA Físico-Química Experimental Moysés Ost Damm Martins
Diego Rodrigues Kássia Dilétta Salvador Lívia Perim Borges Sara Payer Carminati Tábata Zeferino Conti
PRÁTICA 03: PROPRIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUÇÕES LÍQUIDAS – CRIOSCOPIA E EBULIOSCOPIA
ARACRUZ
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2009/2
Diego Rodrigues Kássia D. Salvador Lívia Perim Borges Sara Payer Carminati Tábata Conti
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUÇÕES LÍQUIDAS CRIOSCOPIA E EBULIOSCOPIA
Relatório
apresentado
ao
departamento
de
Engenharia química, da disciplina de Físico-Química Experimental, dos alunos do 4º período, como requisito parcial de aprovação. Profº Moysés Ost Damm Martins
ARACRUZ
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2009/2
SUMÁRIO
1 RESULTADOS E DISCUSSÕES........................................................................03 1.1 CRIOSCOPIA...................................................................................................03
1.1.1 Determinação do fator i e do coeficiente α para solutos iônicos...................................................................................................................04 1.1.2 Peso Molecular para um soluto molecular ................................................07 1.2 EBULIOSCOPIA...............................................................................................09
2 CONCLUSÃO......................................................................................................11 3 BIBLIOGRAFIA...................................................................................................12
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1 RESULTADOS E DISCUSSÕES
1.1 CRIOSCOPIA
Crioscopia é uma propriedade coligativa que estuda o abaixamento da temperatura de congelamento pela adição de um soluto. E essa variação de temperatura é dada por: ∆Tc = (T
0
c − Tc )
= Kc × m
Onde m é a molalidade e Kc é denominada de constante crioscópica. Kc (H2O)
= 1,86 ºC/kg de água
Para solutos iônicos ou prontos a se dissociar no solvente, devemos corrigir as equações incluindo-se o fator i na equação, denominado fator de Van’t Hoff: ∆Tc = i × Kc × m
O fator i pode ser expresso em função do coeficiente de dissociação do eletrólito α, e da soma estequiométrica dos íons liberados na dissociação do eletrólito q: i
= 1 + α ( q −1)
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1.1.1 Determinação do fator i e do coeficiente α para solutos iônicos
Para realização do experimento utilizou-se um criômetro de Beckman que consistem em um béquer contendo uma mistura refrigerante, um tubo de ensaio onde coloca-se a solução a ser analisada, que possui uma adaptação de um termômetro, como ilustrado na figura 1.
Primeiramente, examinou-se o solvente, a água. Logo após, repetiu-se o procedimento com as soluções recém preparadas de NaCl e CaCl2 de concentração 1m, e os dados encontram-se na tabela 1.
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Tabela 1 – Dados da variação de temperatura de congelamento em função do tempo do solvente e das soluções
Tempo
Temperatura (ºC)
Temperatura (ºC)
Temperatura (ºC)
(min)
H2O
NaCl
CaCl2
0
25,0
25,0
24,0
1
18,0
21,0
7,0
2
7,0
10,0
1,0
3
2,0
3,0
-5,0
4
1,0
-3,0
-9,0
5
0
-5,0
-11,0
6
-2,0
-7,0
-13,0
7
-5,0
-9,0
-8,0
8
-7,0
-10,0
-7,0
9
-9,0
-11,0
-7,0
10
-10,0
-12,0
-7,0
11
-12,0
-13,0
-
11:30
-1,0
-5,0
-
12
-1,0
-5,0
-
12:30
-1,0
-5,0
-
7
Nota-se que após algum tempo, as temperaturas de estabilizam. Assim, com os dados obtidos é possível saber as temperaturas de congelamento das soluções e da água, necessárias para o cálculo do fator i e do coeficiente α. Além disso, sabe-se que a constante crioscópica utilizada é a da água, que a concentração das soluções é 1 molal e que o valor de q é dado pelas equações: NaCl(aq) ↔ Na+(aq) + Cl-(aq)
q=2
CaCl2(aq) ↔ Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)
q=3
-NaCl ∆Tc = (T
0
c −Tc )
i
= i × Kc × m
2,15
−1 − ( −5) = i ×1,86 ×1 =
i
= 2,15
1)
−
1 +α ( 2 −1)
=
1,15
α =
4 1,86
i
1 +α ( q
=
-CaCl2 ∆Tc = (T
0
c
−Tc ) = i × Kc × m
−1 − ( −7 ) = i ×1,86 ×1
6 1,86
i
=
i
= 3, 23
i
1 +α ( q
=
3,23
1)
−
1 +α (3 −1)
=
1,12
α =
8
1.1.2 Peso Molecular para um soluto molecular
Repetiu-se o experimento anterior, utilizando-se o criômetro de Beckman, para a uréia, obtendo-se os dados listados na tabela 2. Tabela 2 – Dados da variação de temperatura de congelamento em função do tempo para a uréia
Tempo (min) Temperatura (ºC) Uréia 0
24,0
1
6,0
2
1,0
3
-5,0
4
-8,0
5
-5,0
5:30
-4,0
6
-3,0
6:30
-3,0
7
-3,0
Com a temperatura final da solução, a temperatura de congelamento da água obtida no experimento anterior, o valor da massa pesada para o preparo da solução de uréia (3,6036 g) e a quantidade de solvente utilizada (60 mL de água que corresponde a 60 g, considerando-se a densidade da água igual a 1 g/mL) e sabendo-se ainda o valor de i para a uréia, que é 1, uma vez que a uréia não se ∆Tc = (T
0
c
−Tc ) = i × Kc × m
−1 − ( −3) = 1 ×1,86 × m
2 1,86
m
=
m
= 1,08
molal
m=
nº mol st kg sv
1,08
=
n 0,06
dissocia, calculou-se a massa molar da uréia:
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1 mol ------------ x g 0,065 mol ------ 3,6036 g x = 55,9 g/mol
Sabendo-se que a massa molar teórica da uréia é 60,06 g/mol, o erro experimental foi de: E % E =
=
(Valor teórico ) − (Valor exp erimental ) Valor teórico
60 ,06
− 55 ,9
60 ,06
E = 6,93 %
×100
×100
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1.2 EBULIOSCOPIA
Ebulioscopia é outra propriedade coligativa, estuda o aumento da temperatura de ebulição de um solvente pela adição de um soluto não volátil. Essa variação de temperatura é dada por: ∆Te = (Te − Te
0
Onde, assim como em crioscopia,
)
= Ke × m
m
é a molalidade e
Ke
é denominada de
constante ebulioscópica. Ke(H2O)
= 0,52 ºC/kg de água
Para todas as propriedades coligativas, para solutos iônicos ou prontos a se dissociar no solvente, devemos corrigir as equações incluindo-se o fator i na equação, denominado fator de Van’t Hoff: ∆Te = i × Ke × m
O fator i é o mesmo utilizado em crioscopia, que pode ser expresso em função do coeficiente de dissociação do eletrólito α, e da soma estequiométrica dos íons liberados na dissociação do eletrólito q: i
= 1 + α ( q −1)
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Para realização do experimento 2 utilizou-se uma aparelhagem contendo um termômetro, uma placa de aquecimento e um agitador magnético. Primeiramente, utilizando-se a água, solvente puro, mediu-se a variação da temperatura de ebulição em função do tempo e, posteriormente, repetiu-se o experimento para uma solução de NaCl 1 molal. Os dados estão listados na tabela 3. Tabela 3 – Dados da variação de temperatura de ebulição em função do tempo para o solvente e a solução de NaCl
Solução
Temperatura (ºC)
Temperatura (ºC) Final
Inicial H2O
26,0
95,0
NaCl
25,5
97,0
Com os dados obtidos é possível saber as temperaturas de ebulição da solução e da água, necessárias para o cálculo do fator i e do coeficiente α. Além disso, sabe-se que a constante ebulioscópica utilizada é a da água, que a concentração da solução é 1 molal e que o valor de q é dado pela equação: NaCl(aq) ↔ Na+(aq) + Cl-(aq)
q=2
Calculou-se i e α: ∆Te = (Te −Te
97
0
)
= i × Ke × m
− 95 = i × 0,52 ×1
2
i
=
i
= 3,85
0,52
i
1 +α ( q
=
3,85 α =
1)
−
1 +α ( 2 −1)
=
2,85
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2 CONCLUSÃO
A presença de um soluto afeta as propriedades físicas do solvente. Algumas propriedades só dependem das quantidades relativas de soluto e solvente e são independentes da identidade química do soluto. Essas propriedades que dependem dos números relativos de moléculas de soluto e solvente e não da identidade química do soluto são as propriedades coligativas. São quatro as principais propriedades coligativas, duas delas foram calculadas e observadas nesse experimento: crioscopia e ebulioscopia. Na primeira parte do experimento, crioscopia, percebeu e comprovou-se que com a adição de um soluto a temperatura de congelamento diminui. Além disso, pelos dados obtidos observou-se que as temperaturas diminuíram e, posteriormente, aumentaram para só então estabilizarem-se, isso pode ter ocorrido devido a falta de um agitador.Na segunda parte, ebulioscopia, ao adicionar-se o cloreto de sódio a temperatura de ebulição aumentou 2º, comprovando a teoria. Além disso, concluiu-se que para solutos iônicos é necessário um fator de correção i, conhecido como fator de Van’t Hoff, que é expresso em função do coeficiente de dissociação do eletrólito e do número teórico de partículas dissociadas.
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3 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; JONES, L.. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.
CASTELLAN, G.. Fundamentos de Físico-Química. 1ª edição. Rio de Janeiro – RJ: LTC – Editora, 1986.
