UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
BRUNA REGINA AVELAR MAYARA SCHEFFER ROBSON TOMAZ MANTOVANI SAYNNE SCHWAB BIEDERMANN
PROPRIEDADES COLIGATIVAS COLIGATIVAS RELATÓRIO
PONTA GROSSA 2013
1. Introdução Para que o entendimento a respeito desse experimento seja completo precisamos relembrar alguns conceitos das propriedades coligativas. O estudo destas propriedades é muito importante, pois facilita a compreensão sobre diversos fenômenos que ocorrem diariamente. As práticas realizadas fazem referência ao abaixamento da temperatura de solidificação (criometria ou crioscopia) e ao aumento da temperatura de ebulição (ebuliometria ou ebulioscopia) do solvente quando a este é adicionado um soluto não volátil. A seguir as propriedades citadas serão explicadas e exemplificadas em tópicos: a) Criometria ou Crioscopia: O efeito da criometria ocorre, por exemplo, quando adicionamos sal ao gelo e este derrete mais rapidamente. Também explica porque grande parte dos oceanos não congela a 0ºC, isto se deve ao fato de haver uma imensa quantidade de sal dissolvida na água. Em ambos os casos, a temperatura de congelamento dos solventes diminui quando a estes colocados solutos não voláteis. Ou seja, o conceito de criometria está intimamente ligado ao ponto de fusão das substâncias. Ao compararmos um solvente puro com uma solução de soluto não volátil, podemos afirmar que o ponto de fusão da solução será sempre menor que o do solvente puro. Em suma, quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será seu ponto de f usão. Pela lei de Raoult, o abaixamento do ponto de solidificação de um líquido pela dissolução de uma substância qualquer (dando solução molecular) é diretamente proporcional à concentração da solução (em mol/ kg de solvente).
Onde é a constante criométrica que é característica do solvente, é a concentração molal da solução e é a variação na temperatura de fusão ou efeito criométrico. Considerando as seguintes variáveis:
= constante criométrica do solvente = massa do soluto = massa do solvente = massa molecular do soluto = fator de Van’t Hoff
Também podemos obter o efeito criométrico através da seguinte expressão:
b) Ebuliometria ou ebulioscopia: Pode ser observado no dia a dia, por exemplo, ao se fazer café. Quando adicionamos açúcar na água que está para ferver, esta não ferve mais e a temperatura deve ser aumentada para que a solução entre em ebulição. Este efeito ocorre, pois a energia necessária para que as moléculas passem do estado líquido ao vapor é muito maior em uma solução do que em um solvente puro. Logo, o ponto de ebulição de uma solução é sempre maior do que de um solvente puro. Essa propriedade, como todas as outras propriedades coligativas, não depende da natureza da substância, mas apenas da quantidade de partículas no sistema. Portanto, quanto maior for o número de mols do soluto não volátil adicionado a um solvente, maior será a elevação na temperatura de ebulição. Assim como o efeito criométrico, o efeito ebuliométrico também pode ser calculado utilizando uma fórmula matemática que é apresentada a seguir:
Onde é a constante ebuliométrica do solvente e é a concentração molal da solução. E também, considerando as seguintes variáveis: = constante ebuliométrica do solvente = massa do soluto = massa do solvente = massa molecular do soluto
= fator de Van’t Hoff
Através da seguinte fórmula:
c) O fator de Van’t Hoff: O fator de Van’t Hoff ( ) é definido como “a relação entre o número total
de partículas finais em relação às iniciais nas soluções iônicas ”. Em soluções moleculares, a quantidade de moléculas dissolvidas é a mesma de moléculas adicionadas logo, o fator de Van’t Hoff é igual a 1. Como exemplo, podemos
citar a dissolução de açúcar (C 12H22O11) na água. No entanto, em soluções iônicas, a quantidade de moléculas adicionadas varia em relação à quantidade de moléculas dissolvidas, pois as moléculas sofrem dissociação iônica (ou ionização). Devido a isso o fator é diferente de 1. Podemos citar a solução de cloreto de sódio (NaCl) como exemplo. Pode ser expresso matematicamente pela fórmula:
Onde é o grau de dissociação do soluto e é o número de íons formado por “molécula” (ou conjunto iônico) do soluto dissolvido.
2. Objetivos Experimento 1: Obter a massa molecular do enxofre S 8, experimentalmente, pelo efeito criométrico, ou seja, pelo efeito coligativo do abaixamento da temperatura de solidificação.
Experimento 2: Obter experimentalmente o grau de dissociação iônica de um sal pelo efeito ebuliométrico, ou seja, pelo efeito coligativo da elevação da temperatura de ebulição.
3. Material e reagentes
2 tubos de ensaio grande
Termômetro
Tela de amianto
Tripé de ferro
Bico de Bunsen
Suporte universal
Garra
Bastão de vidro
Balança
Naftaleno C10H8
Enxofre S8
Nitrato de potássio KNO 3
Óleo comestível
Pipeta
Béquer
4. Procedimento experimental Para atingir o primeiro objetivo: 1. Em um tubo de ensaio grande, colocar cerca de 16 gramas de naftaleno. M2= 16,5 gramas (massa pesada do grupo) 2. Sobre o bico de Bunsen, colocar o tripé de ferro, seguido da tela de amianto. O béquer, contendo água, fica sobre a tela. O tubo de ensaio (contendo naftaleno) deve ser suspenso, utilizando o suporte e a garra, de modo que fique dentro do béquer, sem encostar no fundo. Colocar o termômetro dentro do tubo de ensaio. 3. Acender o bico de Bunsen e observar a fusão completa do naftaleno. 4. Após isso, desligar o bico de Bunsen. 5. Deixar o sistema ir resfriando, e observar o inicio da solidificação do naftaleno. Anotar esta temperatura. T c= 82 °C. 6. Pesar em torno de 4g de enxofre e anotar a massa. M 1= 4,12 gramas.
7. Colocar o enxofre no tubo, junto ao naftaleno e iniciar o mesmo processo, aquecendo o sistema, ate a completa fusão. 8. Apague o bico de Bunsen e deixe o sistema resfriar. 9. Assim que começar a solidificação, anote a temperatura. T’c= 76°C.
Para atingir o segundo objetivo: 1. Colocar aproximadamente 120ml de óleo no béquer. 2. No tubo de ensaio colocar 1/3 do volume de água. 3. Sobre o bico de Bunsen, colocar o tripé de ferro, seguido da tela de amianto. O béquer, contendo óleo, fica sobre a tela. O tubo de ensaio (contendo água) deve ser suspenso, utilizando o suporte e a garra, de modo que fique dentro do béquer, sem encostar no fundo. Colocar o termômetro dentro do tubo de ensaio. 4. Acender o bico de Bunsen e observar o início da ebulição da água, anotar a temperatura. Tc= 97°C. 5. Apagar o bico de Bunsen e deixar esfriar. 6. Num outro tubo de ensaio, pesar cerca de 5g de KNO 3 e anotar a massa. M1= 5,27 gramas. 7. Com o auxilio de uma pipeta, adicionar cerca de 20ml de água sobre o KNO3. 8. Utilizando um bastão de vidro, dissolver todo o sal na água. 9. Colocar este tubo de ensaio, na aparelhagem montagem anteriormente, no lugar do tubo anterior. 10. Acender o bico de Bunsen e aquecer o óleo lentamente. 11. Observar o início da ebulição da solução do KNO 3. Quando isso ocorrer, anotar a temperatura. T’c = 101,5°C.
12. Apagar o bico de Bunsen.
5. Resultados Na determinação da massa molecular do enxofre, primeiramente, calculou-se um valor teórico de variação de temperatura através da fórmula:
O valor obtido foi de ΔTc=6,74ºC. Então, com o valor da temperatura do
início da solidificação sem o enxofre (T c=82ºC) e a temperatura com o acréscimo do enxofre (T’c=76ºC), pode-se calcular a variação de temperatura
experimental (Tc- T’c ) o qual foi de 6ºC. Tendo-se todos os outros valores necessários,
pode-se
usar
a
seguinte
fórmula
Através desta, o valor de M1 obtido, o qual deveria ser próximo de 256ºC, foi de 287,15ºC. Obtendo-se, assim, um erro de 12%. Essa diferença se dá devido aos erros que ocorreram ao longo do experimento, seja na hora de realizar a leitura do termômetro, ou pela desregulagem da balança, entre outros erros experimentais possíveis. O naftaleno e sua solução foram aquecidos em banho-maria, não diretamente na chama do gás, por ser inflamável. Em outras palavras, o naftaleno é combustível, podendo ser aceso por calor, faísca ou chama. Pode queimar rapidamente com efeito labareda-ardente, inapropriando seu aquecimento diretamente no Bico de Bunsen, devendo aquecê-lo em banhomaria. Caso houvesse um valor maior em 1ºC de ΔTc, o resultado da massa molecular do enxofre seria de 246,12. E o erro percentual seria de 3,86%.
Para a segunda parte do experimento, tem-se, por definição, que: ΔTe = T’e –Te = KeWi e que
W=
Logo,
Substituindo-se os valores, encontrou- se um Δte = 2,57ºC Foi utilizada a seguinte fórmula para calcular- se o fator de Van’t Hoff , e o
resultado
encontrado
foi
igual
a
2.
Após a realização do experimento, calculou-se o i através da substituição
dos
valores
na
fórmula:
E o resultado encontrado foi de 2,58. Feito isso, calculou- se o α do experimento isolando-o na equação:
O α obtido foi 1,58. O valor do α deve ser sempre inferior a 1, ou 1 quando se tem
dissociação total. No entanto, existiram erros experimentais na hora das medições de temperatura. Sabe- se que o Δte, que foi de 3,5ºC,deveria ser menor que 2,5ºC, portanto, uma alteração de 0,5ºC a mais ou a menos no Δte ainda não colocaria o α no intervalo esperado , mas, no caso de Δte = 3ºC, o α seria de 1,21, mais próximo de 1. Para aquecer-se o líquido do tubo de ensaio, utilizou-se um banho de óleo, pois o ponto de ebulição deste é maior que o da água, evitando sua evaporação total.
6. Conclusão Experimento 1: Com a realização do experimento e obtenção dos resultados, concluise que, devido ao efeito criométrico, a temperatura de congelamento de um solvente puro é maior do que a temperatura de congelamento de um solvente com soluto, e podendo-se, assim, calcular a massa do soluto no solvente.
Experimento 2: Com os resultados obtidos neste experimento, concluiu-se que, pelo efeito ebuliométrico, a temperatura de ebulição de um solvente puro é menor do que a temperatura de ebulição de um solvente com soluto.
7. Referências bibliográficas
FOGAÇA,
J.
R.
V.
Fator
de
Van’t
Hoff.
Disponível
em:
. Acesso em: 22 mai. 2013. FOGAÇA, J. R. V. Ebulioscopia ou Ebuliometria. Disponível em: . Acesso em: 22 mai. 2013. PROPRIEDADES
Coligativas.
Disponível
em:
http://entendendoaspropriedades.blogspot.com.br/2012/05/crioscopia.html>. Acesso em: 22. mai. 2013.
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