UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTECENTRO DE TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA

TERMODINÂMICA EXPERIMENTAL CONDUTIVIDADE DAS SOLUÇÕES

Natal, RN2013

TERMODINÂMICA EXPERIMENTAL SISTEMAS BINÁRIOS

ESTUDO DO EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO

Relatório de aulas práticas, referente à disciplina Termodinâmica Experimental, para a turma de Engenharia de Alimentos, ministrada pela prof. Ruthineia Jessica Alves do Nascimento, correspondente à primeira unidade do semestre de 2013.2.

Natal, RN2013

SUMÁRIO

1.0 - Introdução

2.0 - Objetivos

3.0 - Fundamentação Teórica

4.0 - Materiais Utilizados

5.0 - Procedimento Realizado

6.0 – Resultados

7.0 Discussão e Análise dos Dados Obtidos

8.0 - Considerações Finais

9.0 - Referências

1.0 – INTRODUÇÃO

Condutividade é a capacidade que um material ou solução apresenta

para conduzir corrente elétrica. A condutividade de uma solução é proporcional

à sua concentração de íons. Em soluções líquidas, a corrente é conduzida

entre os eletrodos pelos íons dissolvidos.

Em algumas situações, no entanto, a condutividade pode não se

correlacionar diretamente a concentração, portanto, a condutividade é uma

medida da propriedade que possui soluções aquosas de conduzir eletricidade.

Tal medida é capaz de determinar a velocidade a que se propagam

através da solução, ou seja, os íons menores movem-se mais rapidamente que

os maiores; a eletrostática entre o eletrodo e os íons, já que quando se dilui a

solução de um eletrólito, a condutância diminui; a unidade de volume, pois

quando se dilui a solução de um eletrólito a condutância diminui já que com

menos íons por unidade de volume de solução para conduzir a corrente.

A condutância molar varia com a concentração C, extrapolando a uma

concentração zero, tem-se o valor da condutância molar à diluição infinita, Λ0.

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

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

concentração.

Uma substância que se dissolve para dar uma solução que conduz

eletricidade é chamada de eletrólito.

Eletrólito forte pode ser classificado como uma substância que forma

uma solução na qual o soluto está presente quase totalmente como íons, eles

apresentam elevadas condutâncias molares, que aumentam apenas

moderadamente com o aumento da diluição. Quase todos os compostos

iônicos solúveis são eletrólitos fortes, alguns exemplos são o HCl e o NaCl.

Um eletrólito fraco é capaz de formar uma solução na qual o soluto se

ioniza incompletamente em solução, eles apresentam condutâncias muito mais

baixas em concentrações elevadas, porém os valores aumentam grandemente

com o aumento da diluição. O ácido acético é um exemplo de eletrólito fraco,

em água, uma pequena fração das moléculas de CH3COOH, se separam em

íons H+ e íons CH3CO2- (acetato).

Como a medida da condutimetria requer a presença de íons, ela não é

usualmente utilizada para as análises de moléculas que não se dissociam.

2.0 - OBJETIVOS

Descrever o procedimento experimental, realizado em laboratório, no

qual foi utilizado a técnica de condutividade elétrica em soluções, levando em

consideração a concentração.

3.0 - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

A condutividade elétrica de uma solução depende de sua concentração

iônica (totalidade de íons) e da mobilidade dos mesmos. Quando a corrente

elétrica passa através de uma solução ocorrem efeitos eletroquímicos

conhecidos como polarização.

A condutividade, em si, não é apropriada para comparar eletrólitos

devido a forte dependência em relação à concentração dos mesmos. Para este

propósito determina-se a condutividade molar Λm. Esta é determinada a partir

da condutividade específica k e da concentração c da substância na solução

eletrolítica conforme a Equação:

Λm=1000κc

= Λm=(103κ (Scm−1 )c (molcm−3 ) )=Scm2mol−1=Ω−1cm2mol−1

O valor de 103 multiplicando transforma mol.L-1 para mol.cm-3.

A dependência da concentração com a condutividade molar em

eletrólitos fortes foi definida por Kohlrausch através da Equação.

α=ΛmΛ∞

(Figura 01)

100

150

0.00 0.35

mol/LC

Scm2/molm

De acordo com a lei de Kohlrausch para os eletrólitos fortes, a

representação gráfica da condutividade molar do eletrólito em função da raiz

quadrada da concentração (Figura 01) deve resultar em duas retas. A partir da

interseção com o eixo y determina-se a condutividade molar a uma diluição

infinita.

De acordo com a lei de diluição de Ostwald, eletrólitos fracos não se

dissociam completamente e possuem condutividade menor do que eletrólitos

fortes.

Com o aumento da concentração o equilíbrio de dissociação é

deslocado na direção das moléculas não dissociadas. O grau de dissociação α

de eletrólitos fracos é o quociente da condutividade molar dividido pela

condutividade molar a diluição infinita (Equação). A lei de diluição de Ostwald é

valida para eletrólitos fracos, permitindo desta forma calcular a constante de

dissociação (K).

K= α2 .c

1−α=

Λm2 .c

( Λ∞−Λm)Λ∞

O valor limite da condutividade molar de eletrólitos fracos a diluição

infinita é alcançada a concentrações extremamente baixas não sendo possível,

portanto, fazer-se medidas exatas nestas concentrações.

1Λm

= 1Λ∞

+Λm .c

K .( Λ∞ )2

A fim de reduzir as condutividades a uma base comum de concentração,

uma função chamada condutância molar foi definida por:

Ʌ = k/c

Nesta definição, a unidade usual de concentração c é mol/cm3.

O valor de Ʌ, extrapolado a concentração nula, é denominado

condutância molar a diluição infinita, Ʌ0. A extrapolação é feita facilmente para

os eletrólitos fortes, porém é impossível de ser realizada com precisão para

eletrólitos fracos por causa do rápido aumento de Ʌ nas diluições elevadas, nas

quais as medidas experimentais se tornam muito incertas. Constatou-se que os

dados para eletrólitos fortes são bem representados pela equação empírica,

Ʌ = Ʌ 0 – kcc1/2 ,

onde kc é uma constante experimental. (MOORE, 1976).

4.0 – MATERIAIS UTILIZADOS

O conjunto experimental que possibilitou a realização do experimento é

composto essencialmente de:

Balança;

Béquer;

Células do condutivímetro;

Célula do eletrodo;

Agitador magnético;

Pipetador;

Pipetas;

Balões volumétricos (25 e 100mL);

Capela;

Tubos de diluição;

Alguns dos reagentes utilizados durante a realização do experimento

foram:

Água Destilada

Ácido Acético

Solução salina de Cloreto de Potássio (KCl – 1M)

5.0– PROCEDIMENTO REALIZADO

Eletrólito Forte

A partir de uma solução contendo cloreto de potássio (KCl – 1M), e,

usando a relação C1V1 = C2V2 foram calculados os volumes a serem pipetados

para a realização do preparo das soluções com concentrações específicas (Ver

Tabela 01).

Solução 1 2 3 4 5 6

Conc. (ppm) 0,1 0,2 0,3 0,4 0,6 0,8

Tabela 01: Concentrações das soluções preparadas a partir da solução padrão de KCl (1M).

A condutividade medida para a água destilada foi de: 0,0000051 S/cm.

Foi preparada a primeira solução transferindo-se 2,5 mL da solução

padrão para um balão de 25 mL e completando seu volume com água

destilada. O preparo das demais soluções seguiu o mesmo procedimento,

transferindo-se o volume calculado da solução padrão para um balão de 25 mL

e completando-se o volume do balão com água destilada. Cada balão foi

numerado sequencialmente.

Um condutivímetro foi utilizado para averiguar a condutividade das

amostras. Antes de realizar as medições, a célula do condutivímetro, o

magneto e o eletrodo foram devidamente lavados com água destilada.

Entre uma medição e outra, a célula e o eletrodo foram lavados

novamente, de modo a se garantir maior precisão dos resultados obtidos.

Eletrólito Fraco

Solução 1 2 3 4 5 6 7

Conc. (ppm)

Tabela 02 – Concentrações das soluções preparadas a partir da solução padrão de ácido

acético (1M).

6.0– RESULTADOS

Eletrólitos Fortes

Calculamos os volumes, preparamos e diluímos a solução padrão e as

soluções salinas com suas devidas concentrações (Ver Figura 02).

Eletrólitos fortes (KCl)

Solução Concentração (mol/L)

Concentração (mol/cm³)

Volume necessário

da solução 7 (ml)

Condutividade (S/cm)

(Concentração)½Condutividade

específica (S/cm)

Condutividade molar

(Ω⁻¹ cm² mol⁻¹)

1 0,1 0,00010 2,5 0,01103 0,010 0,01102490 110,249002 0,2 0,00020 5,0 0,02380 0,040 0,02379490 118,974503 0,3 0,00030 7,5 0,03420 0,090 0,03419490 113,983004 0,4 0,00040 10,0 0,04590 0,160 0,04589490 114,737255 0,6 0,00060 15,0 0,06770 0,360 0,06769400 112,823336 0,8 0,00080 20,0 0,09010 0,640 0,09009490 112,618637 1,0 0,00100 25,0 0,10890 1,000 0,10889490 108,89490

Tabela 03: Concentrações em mol/L e mol/cm3, Volume necessário da solução 7,

Condutividades medidas para cada concentração de KCl, Concentração1/2, Condutividade

específica para as soluções de KCl e Condutividade molar para as soluções de KCl.

Tabela 04: Concentrações em mol/L e mol/cm3, Volume necessário da solução 7,

Condutividades medidas para cada concentração de CH3COOH, Condutividade específica para

as soluções de CH3COOH, Condutividade molar, Inverso da condutividade molar das soluções

de ácido acético e o produto da condutividade molar pela concentração.

7.0 DISCUSSÃO E ANÁLISE DOS DADOS OBTIDOS

Eletrólito forte (KCl)

Utilizou-se a fórmula abaixo para calcular o volume necessário da

solução salina padrão contendo cloreto de potássio (KCl – 1M) para obtermos a

solução com a concentração desejada.

Cn×V n=Cm×V m

Para a solução 1 (0,1 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,1mol/L×25ml

V 7=0,1mol ⁄ L×25ml

1mol /L

V 7=2,5ml

Para a solução 2 (0,2 mol/L):

C7×V 7=C2×V 2

1mol /L×V 7=0,2mol/L×25ml

V 7=0,2mol ⁄ L×25ml

1mol /L

V 7=5,0ml

Para a solução 3 (0,3 mol/L):

C7×V 7=C3×V 3

1mol /L×V 7=0,3mol /L×25ml

V 7=0,3mol ⁄ L×25ml

1mol /L

V 7=7,5ml

Para a solução 4 (0,4 mol/L):

C7×V 7=C3×V 3

1mol /L×V 7=0,4mol /L×25ml

V 7=0,4mol ⁄ L×25ml

1mol/L

V 7=10,0ml

Para a solução 5 (0,6 mol/L):

C7×V 7=C3×V 3

1mol /L×V 7=0,6mol /L×25ml

V 7=0,6mol ⁄ L×25ml

1mol/L

V 7=15,0ml

Para a solução 6 (0,8 mol/L):

C7×V 7=C3×V 3

1mol /L×V 7=0,8mol /L×25ml

V 7=0,8mol ⁄ L×25ml

1mol /L

V 7=20,0ml

Eletrólito fraco (CH3COOH)

Primeiramente, calculamos o volume de ácido acético que deveríamos

diluir para obter a solução padrão de 1 mol.L-1. Para isso, usamos fórmulas

muito conhecidas, como a do número de mols e a da densidade.

n= mM M

Onde:

n Número de moles;

m Massa;

MM Massa molar.

n= mM M

1mol= m60 g /mol

m=1mol×60 gmol

m=60 g

d=mV

Onde:

d Densidade;

m Massa;

V Volume.

Sabendo que a densidade do ácido acético fornecida no vidro é de

1,051g /mol, temos:

d=mV

V= 60g1,051g /ml

V=57,08848716

V ≅ 57ml

Com esse volume, obtemos a solução salina padrão contendo ácido

acético (1 mol/L). Através da diluição dela, obtemos as outras soluções nas

concentrações desejadas, onde o volume necessário para se obter tais

concentrações é dado pela fórmula a seguir:

Cn×V n=Cm×V m

Para a solução 1 (0,001 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,001mol/L×100ml

V 7=0,001mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=0,1ml

Para a solução 2 (0,005 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,005mol/L×100ml

V 7=0,005mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=0,5ml

Para a solução 3 (0,01 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,01mol/L×100ml

V 7=0,01mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=1,0ml

Para a solução 4 (0,05 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,05mol/L×100ml

V 7=0,05mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=5,0ml

Para a solução 5 (0,1 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,1mol/L×100ml

V 7=0,1mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=10,0ml

Para a solução 6 (0,5 mol/L):

C7×V 7=C1×V 1

1mol /L×V 7=0,5mol /L×100ml

V 7=0,5mol ⁄ L×100ml

1mol /L

V 7=50,0ml

A partir das medidas obtidas no laboratório tem-se uma série de valores

para condutividade dos eletrólitos em concentrações diferentes. A partir deles,

pode-se mostrar graficamente (Figuras 03 e 04) a dependência da

condutividade elétrica de um eletrólito forte (KCl) e de um eletrólito fraco (ácido

acético, CH3COOH) em função de suas concentrações.

Figura 03: Dependência da condutividade elétrica do KCl em função de suas concentrações

Figura 04: Dependência da condutividade elétrica do CH3COOH em função de suas

concentrações

Cálculo das condutividades específicas (KCl)

k e=kS−kH 2O

Onde:

k e Condutividade específica;

k S Condutividade da solução;

kH 2O Condutividade da água.

Condutividade da água (s/cm) 0,0000051

Para a solução 1 (0,1 mol/L):

k e=0,01103 S/cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0110249S /cm

Para a solução 2 (0,2 mol/L):

k e=0,02380S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0237949S /cm

Para a solução 3 (0,3 mol/L):

k e=0,03420S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0341949S /cm

Para a solução 4 (0,4 mol/L):

k e=0,04590S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0458949S /cm

Para a solução 5 (0,6 mol/L):

k e=0,06770S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0676949S /cm

Para a solução 6 (0,8 mol/L):

k e=0,09010S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,0900949S /cm

Para a solução 7 (1,0 mol/L):

k e=0,10890S /cm−0,0000051S /cm

k e=0 ,1088949 S /cm

Cálculo das condutividades específicas (CH3COOH)

k e=kS−kH 2O

Onde:k e Condutividade específica;k S Condutividade da solução;kH 2O Condutividade da água.

Condutividade da água (s/cm) 0,0000051

Para a solução 1 (0,001 mol/L):

k e=0,00006230S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0000572S /cm

Para a solução 2 (0,005 mol/L):

k e=0,00007360S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0000685S /cm

Para a solução 3 (0,010 mol/L):

k e=0,00009350S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0000884 S/cm

Para a solução 4 (0,050 mol/L):

k e=0,00018900S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0001839S /cm

Para a solução 5 (0,100 mol/L):

k e=0,00028000S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0002749S /cm

Para a solução 6 (0,500 mol/L):

k e=0,00064200S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0006369S /cm

Para a solução 7 (1,000 mol/L):

k e=0,00146200S /cm−0,0000051S /cm

k e=0,0014569S /cm

Os valores da condutividade molar para o cloreto de potássio e para o

ácido acético estão apresentados nas Tabelas 03 e 04 do tópico Resultados.

Portanto, percebemos que quanto mais diluída a solução, tanto para o

eletrólito forte quanto para o fraco, a condutividade molar aproxima-se de um

valor limite λ∞ , que é chamado de condutividade a diluição infinita.

Em os eletrólitos fortes, a lei de Kohlrasusch trata da dependência da

concentração em relação à condutividade molar, por meio da seguinte

relação:

λ = λ∞ – b (c)1/2

onde b é uma constante, c é a concentração molar, e λ∞ é a condutividade

molar a diluição infinita.

Por meio dessa lei pode-se determinar a condutividade molar a diluição

infinita através do coeficiente linear da reta, resultante do gráfico da

condutividade molar do eletrólito forte (KCl) versus a raiz quadrada da

concentração (ou concentração elevada a ½, que resulta em um mesmo

valor).

Figura 05: Condutividade molar do KCl versus concentração elevado a 1/2.

Através do gráfico obtemos a equação da reta como sendo:

y=−5,1969x+114,89

Logo:

λ∞=114 ,89S cm2/mol

8.0 – CONSIDERAÇÕES FINAIS

Medidas de condutância elétrica nos permite diferenciar os eletrólitos

fracos e fortes. Eletrólitos fortes seguem a lei de Kohlrausch enquanto que

eletrólitos fracos são descritos pela lei de diluição de Ostwald. Observamos a

dependência da condutividade com a concentração. É possível determinar a

condutividade de eletrólitos a uma diluição infinita e desta forma calcular o grau

de dissociação e a constante de dissociação de eletrólitos fracos.

As medidas experimentais deste relatório mostram que a condutividade

de um eletrólito varia com a concentração, aumentando com o aumento da

concentração. É possível observar também que a condutividade é afetada se a

solução é um eletrólito forte ou fraco, pela quantidade de íons livres na solução.

Certamente com a visualização experimental junto a fundamentação

teórica em escala laboratorial constitui uma base para melhor entendimento

dos processos ocorridos.

9.0 – REFERÊNCIA

http://ajudaquimica.webnode.com.br/news/eletrolitos-fortes-e-fracos/

http://www.webnode.com.br

SMITH, J. M., H. C. VAN NESS, e M. M. ABBOTT. Introdução à

Termodinâmica da Engenharia Química, Ed. 7. Rio de Janeiro, LTC

2007