roteiro de práticas de físico- química- qui 218

Roteiro de Práticas de Físico-

Química- QUI 218

Professora Kisla P. F. Siqueira

Sumário

PRÁTICA PÁGINA

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE R DOS GASES 1

GASES:– VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE 5

LÍQUIDOS PUROS: INFLUÊNCIA DA PRESSÂO NA 9

TEMPERATURA DE EBULIÇÃO

DENSIDADE DE SÓLIDOS 12

GASES: DETERMINAÇÃO DA RAZÃO Cp/Cv 15

LÍQUIDOS: DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE 18

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES 23

DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE AMOSTRAS 29

DE METAIS E ÁGUA

ELETROQUÍMICA 35

TERMOQUÍMICA: CALOR DE SOLUÇÃO E CALOR DE 38

NEUTRALIZAÇÃO

1

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE R DOS GASES

1. Introdução

A matéria pode se apresentar nos estados sólido, líquido e gasoso. A temperatura

e a pressão são as variáveis responsáveis pelo seu estado físico.

O estado gasoso é o estado físico em que a matéria “não tem forma e nem

volume próprios”, isto é, neste estado, amostra assuma a forma e o volume do recipiente

na qual se encontra.

Observações e experiências realizadas com gases revelaram uma série de

regularidades em seus comportamentos, as quais passaram a ser chamadas de Lei dos

Gases. A equação matemática que sintetiza as diversas leis é denominada equação de

estado dos gases ou equação de Clapeyron: “o produto pressão x volume de um gás é

diretamente proporcional à quantidade de matéria (n) do gás, na temperatura absoluta”

pV= nRT (01)

Esta equação é utilizada para os gases ideais, cujo modelo não considera as

interações entre as moléculas dos gases. Assim, tem-se:

Gás Ideal : obedece pV=n RT em qualquer condição de T e p.

Gás Real : obedece pV=nRT em pressões baixas e temperaturas altas.

Existem equações mais elaboradas que levam em conta outros efeitos, como as

interações entre as moléculas do gás, e que representam mais fielmente o

comportamento dos gases reais. A mais simples delas é a equação de van der Waals

(equação 02).

2__

)()( V

a

bV

RTp

(02)

onde

_V é o volume molar, a e b são as constantes de van der Waals, determinadas

experimentalmente para cada gás.

2

No trabalho conduzido no laboratório, as condições de pressão atmosférica

permitem que se utilize a equação (01) para o gás H2 obtido a partir da reação química:

1Mg(s) + 2HCl(aq) 1MgCl2 (aq) + 1H2(g) (03)

Observação: os coeficientes estequiométricos estão sublinhados.

2. Objetivo

Determinar a constante R dos gases, empregando-se as equações de Clapeyron e

de van der Waals.

3. Materiais, equipamentos e reagentes

- Bureta de gás de 100 mL

- Cilindro de 5 L

- Proveta

- Béquer de 1 L

- Rolha perfurada com fio de cobre fixado

- Suporte universal, mufa e garra

- Termômetro

- Balança ( 0,0001 g)

- Barômetro

- Solução 1,0 mol.L-1

de HCl

- Fita de magnésio

4. Procedimento experimental

Pesar uma parte da fita de magnésio limpa e seca (0,0400 a 0,0720 g). Enrolar a fita

de magnésio no fio de cobre que se encontra fixado à rolha de borracha.

Na bureta de gás, colocar um volume entre 50 e 70 mL da solução de HCl e

completar com água destilada. Não agitar a bureta. Introduzir a rolha contendo a fita de

magnésio na bureta e verificar se esta fita está fixa.

Tampar com o dedo indicador a extremidade do tubo de vidro inserido na rolha e

inverter a bureta. Colocá-la em um béquer contendo água pura. Observar a trajetória

descendente da solução de HCl até iniciar a reação com o magnésio, que é notada pelo

desprendimento de bolhas de gás.

3

Quando todo o magnésio tiver reagido, fechar novamente a extremidade do tubo

(rolha de borracha) com o dedo indicador, e transferir a bureta de gás para um cilindro

contendo água. Igualar os níveis de água (interno - nível de água na bureta e

externo - nível de água no cilindro) para que a pressão interna se torne igual à pressão

atmosférica. Anotar o volume de gás medido nestas condições.

Anotar os valores da pressão atmosférica e da temperatura ambiente.

5. Apresentação e discussão dos resultados

Tabela 1: Valores de quantidade de matéria, pressão e volume obtidos

experimentalmente.

Mg Hidrogênio

(p.V)/ mm Hg.L

(n.T) / mol.K G Massa /g

n / mol

V/ mL

p/ mm Hg

1

2

3

4

5

G = grupo; Massa molar do Mg = 24,305 g/mol ; o número de mols do H2 é igual ao

número de mols do Mg.

Patm = ........................mm de Hg; temperatura = .............................. oC

5.1 Cálculo da pressão do gás hidrogênio: subtraia do valor da pressão atmosférica a

pressão exercida pelo vapor de água na temperatura da experiência (consulte a Tabela 3

no anexo).

5.2 Gráfico de V versus n: utilize os dados da Tabela 1 e faça um gráfico onde conste no

eixo y o volume de H2 e no eixo x a quantidade de matéria (n) correspondente. Trace a

curva que melhor se ajuste aos pontos, calcule o valor do coeficiente angular e

interprete os resultados.

5.3 Gráfico de pV versus nT: Utilize os dados da Tabela 1, correlacionando o produto

p.V em função do produto n.T dados da Tabela 1. Calcule o coeficiente angular e

discuta o seu significado.

4

5.4 Cálculo do valor da constante R: Utilizando as equações (01) e (02), calcule o valor

de R e complete a Tabela 2. Calcule o erro relativo (%) cometido nas duas

determinações, comparando os valores de R obtidos experimentalmente com o valor

dado na literatura. Analise os resultados quanto ao comportamento dos gases a pressões

baixas.

Tabela 2: Valores dos parâmetros do hidrogênio obtidos experimentalmente e constante

universal dos gases calculadas.

Grupo

Gás ideal Gás Real

R / mmHg L K-1

mol-1

% R / mmHg L K-1

mol-1

%

1

2

3

4

5

NOTA: % = erro relativo dos valores de R calculados

Anexo: Dados da literatura

Tabela 3: Pressão de vapor da água a várias temperaturas

t/ oC p/mmHg t/

oC p/mm Hg t/

oC p/ mm Hg

10 9,2 19 16,5 25 23,8

13 11,2 20 17,5 26 25,2

15 12,8 21 18,6 27 26,7

16 13,6 22 19,8 28 28,3

17 14,5 23 21,0 29 30,0

18 15,5 24 22,4 30 31,8

Tabela 4: Valores das constantes de van der Waals, de R e fatores de conversão

Constantes de van der

Waals para o H2 (g)

a = 0,244 atm.L2.mol

-2

b = 0,0327 L.mol-1

Constante R dos Gases

0,08206 L atm K-1

mol-1

8,314 J K-1

mol-1

1,987 cal K-1

mol-1

62,364 L Torr K-1

mol-1

Fatores de Conversão

1 mm Hg = 1 Torr

1 atm = 760 mm Hg

1 atm = 1,01325 X 105 Pa

1 cal = 4,184 J

5

GASES:– VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE

1. Introdução

A Lei de Boyle, verificada experimentalmente, diz que, à temperatura constante,

o volume ocupado por uma determinada quantidade de um gás varia de maneira

inversamente proporcional à pressão:

Vcp

1

onde c é uma constante de proporcionalidade. Portanto, para uma certa quantidade de

gás, o número de mol é fixo, variando sua pressão e registrando o volume ocupado pelo

gás a cada pressão, observa-se que um aumento da pressão do gás conduz a redução de

seu volume de tal modo que o produto da pressão pelo volume é uma constante.

A partir da aplicação prática da Lei de Boyle, para uma mudança de estado

isotérmica do estado 1 (inicial) para o estado 2 (final) obtém-se:

2211 VpVp

Esta relação permite-nos calcular o valor de qualquer uma das quatro variáveis,

V1, p1, V2, e p2, tendo-se os valores das outras três variáveis.

2. Objetivo

Medir a expansão de um gás com a redução da pressão à temperatura constante,

obtendo resultados quantitativos a partir de dois experimentos simples, utilizando

materiais e equipamentos rotineiros em laboratório e a partir daí verificar a da Lei de

Boyle.

3. Materiais, equipamentos e reagentes

Experimento 1: TUBO DE VIDRO USANDO UM TRANSFERIDOR

- Tubo de vidro: comprimento de 350mm; diâmetro externo 7,30mm e interno 1,80mm

- Barômetro

- Régua milimetrada transparente

- Mercúrio

- Termômetro (0 a 100ºC)

- Transferidor para medir ângulo

- Suporte de madeira

6

Experimento 2: TUBO EM U USANDO UMA BOMBA DE VÁCUO

- Pipeta graduada de 10mL, curvada em U, fechar a ponta da pipeta próximo à marca

dos 10 mL

- Suporte universal, mufa e garra

- Nujol – óleo mineral

- Mangueiras de borracha

- Tubo de vidro em T

- Termômetro (0 a 100ºC)

- O gás utilizado é o ar atmosférico

- Bomba de vácuo

- Manômetro de Hg, extremidade aberta


4.1 Experimento 1: TUBO DE VIDRO USANDO UM TRANSFERIDOR

No tubo de vidro foi colocada uma coluna de Hg ( 140mm) de maneira que o

mesmo contenha uma quantidade de ar capturado entre a extremidade fechada e a

coluna de mercúrio.

Em um suporte de madeira foi ajustado um semicírculo onde foi feita a

marcação de ângulos, nos quadrantes superior (+) e inferior (-).

O tubo foi fixado ao centro do semicírculo de tal modo que permita que a

extremidade do tudo se movimente no intervalo dos ângulos +90 a –90º.

Medir a pressão atmosférica (pat) e a temperatura ambiente.

Colocar o tubo na horizontal (0º) e medir o comprimento da coluna de Hg (CHg),

que permanecerá constante durante o experimento, e anotar na tabela 1.

Movimentar o tubo sem colocar a mão na extremidade fechada para que não

ocorra alteração na temperatura. Ajustar o ângulo de +90o e medir com a régua o

comprimento da coluna de ar (Car). Anotar a medida, em mm, na tabela 1.

Repetir o procedimento medindo a coluna de ar em todos os ângulos indicados

na tabela 1 e anotar.

4.2 Experimento 2: TUBO EM U USANDO UMA BOMBA DE VÁCUO

No tubo em U foi colocado Nujol, e com uma mangueira de diâmetro interno

bem fino foi ajustada a altura da coluna ar ( 2mL). Assim o tubo contém uma

quantidade de ar capturado entre a extremidade fechada e o nível do Nujol. O tubo em

7

U foi fixado em um suporte universal e conectado ao tubo em T que liga a bomba de

vácuo ao manômetro.

Medir a pressão atmosférica (pat) e a temperatura ambiente.

Fazer um teste preliminar para compreender o funcionamento da bomba e como

medir a pressão no manômetro.

Regular a bomba deixando-a quase toda aberta (pressão máxima) e conecte-a ao

tubo em U, e em seguida, ligar a bomba.

Anotar a diferença, em mm, entre as alturas dos níveis das colunas de Hg no

manômetro, (pHg).

Anotar o volume da coluna de ar na tabela 2.

Fechar a válvula que regula o vácuo até obter uma variação de volume de

0,2mL. Anotar a diferença entre os níveis na coluna de Hg e o correspondente volume.

Continuar repetindo o item anterior até atingir o máximo que a bomba suporta.


Tabela 1: Ângulos () da coluna de ar, comprimentos da coluna de ar e pressões

exercidas sobre o gás.

Medida

(º) Car (mm) (1/Car) (mm-1

) Pgás = Patm + CHg.Sen (mm)

01 + 90

02 + 75

03 + 60

04 + 45

05 + 30

06 + 15

07 0

08 - 15

09 - 30

10 - 45

11 - 60

12 - 75

13 - 90

CHg = ................................

Temperatura = ....................................................... Patmosférica = .................................

Observe que a pressão sobre o gás será dada pela formula:

pgás = patm + CHg.sen. O sinal + ou – aparecera naturalmente conforme o ângulo. Note

que V = área da base x altura (Car).

8

Tabela 2: Variações nas pressões e volumes do gás em função do vácuo da bomba.

Medida

pHg = h (mmHg) V (mL) (1/V) (mL-1

) pgás = patm - h (mmHg)

01

02

03

04

05

06

07

08

09

10

11

12

5.1 Utilizando os resultados da tabela 1 represente o gráfico de pgás em função 1/Car.

Trace a curva que melhor se ajusta aos dados experimentais, calcule o coeficiente

angular graficamente, escreva a equação da reta e interprete a curva obtida.

5.2 Utilizando os resultados da tabela 2 represente o gráfico de pgás em função 1/V.

Trace a curva que melhor se ajusta aos dados experimentais, calcule o coeficiente

angular graficamente, escreva a equação da reta e interprete a curva obtida.

5.3 A partir da equação de reta obtida nos experimentos, calcule os volumes para

pressões menores (300; 250; 200; 100 e 50mmHg) e utilizando todos os dados

experimentais e calculados represente o gráfico de pgás versus Car e pgás versus V. Trace

a curva que melhor se ajusta aos dados e discuta. A Lei de Boyle foi verificada?

Justifique.

9

LÍQUIDOS PUROS: INFLUÊNCIA DA PRESSÂO NA TEMPERATURA DE

EBULIÇÃO

1. Introdução

Quando um líquido puro é colocado em um recipiente no qual se faz vácuo, um

certo número de moléculas escapa da fase líquida e passa para a fase gasosa, até que se

estabeleça o equilíbrio. O número de moléculas que escapam depende da natureza do

líquido e da temperatura. Quanto maior for a temperatura maior será esse número de

moléculas e maior será a pressão sobre o líquido. Esta pressão do equilíbrio líquido-

vapor, a uma determinada temperatura constante, é denominada “pressão de vapor de

equilíbrio do líquido”. Ela é independente das quantidades de líquido e vapor presentes

enquanto as duas fases existirem.

Por outro lado, a temperatura de equilíbrio líquido-vapor depende da pressão

externa sobre o sistema. Assim, para uma pressão externa fixa, a temperatura de

equilíbrio depende apenas da natureza da substância e é por isto que diferentes líquidos

têm diferentes temperaturas normais de ebulição (pressão externa de 1 atm).

A vaporização é um processo endotérmico, e a energia necessária para vaporizar

uma certa amostra numa temperatura constante, é o calor de vaporização ou entalpia de

vaporização molar (expressa em energia por mol).

A relação entre temperatura e a pressão de vapor de equilíbrio de um líquido

puro pode ser expressa pela seguinte equação matemática :

CTR

vHvP

1ln

(01)

onde: pv = pressão de vapor ; Hv = entalpia ou calor de vaporização molar do líquido ;

T = temperatura Kelvin do sistema em equilíbrio ; R = constante universal dos gases

ideais ; C = constante de integração.

Este trabalho prático tem por objetivo a verificação desta relação, assim como a

determinação do calor de vaporização para o caso da água, a partir do efeito da variação

da pressão externa sobre a temperatura de ebulição.

2. Materiais e reagentes

balão de fundo redondo, com boca esmerilhada, de 500 mL

condensador de bola e adaptador de Claisen

Manta de aquecimento

bomba de vácuo

manômetro aberto de Hg e termômetro

água destilada

barômetro

3. Procedimento Experimental

10

1 – Fazer a montagem do sistema colocando água destilada no interior do balão

juntamente com pérolas de ebulição (figura 1).

2 – Verificar o funcionamento da bomba de vácuo e como se faz a leitura no

manômetro.

3 – Ajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de Hg (h)

nas colunas do manômetro seja 280 mm. Iniciar o aquecimento.

4 – Quando a água entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio térmico, fazer a

leitura da temperatura. Anotar esta temperatura e o h deste momento na tabela1.

5 – Reajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de Hg nas

colunas do manômetro seja 240 mm. (Observe que a água não está mais em ebulição).

6 – Quando a água, novamente, entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio

térmico, fazer a leitura da nova temperatura e do h, anotar na tabela 1.

7 – Repetir os itens 5 e 6 para todas as condições mencionadas na tabela 1.

8 – Para h igual a zero a bomba deve estar desligada (pressão atmosférica).

9 – Fazer a leitura da pressão atmosférica no barômetro.

4. Apresentação e Discussão dos Resultados

Os resultados obtidos experimentalmente devem ser registrados na tabela 1.

TABELA 1 : Valores de temperatura de ebulição e pressão de vapor para a água

Medida h /mm h /mm t/

oC pv / mm Hg Ln pv (1/T)/K

-1

1 200

2 160

3 120

4 80

5 40

6 0

NOTA: h é a diferença entre os níveis das colunas de Hg no manômetro.

T(K) = t (ºC) + 273,15

A leitura de h representa a diferença entre os níveis das colunas de Hg, lida em

mm, no manômetro aberto e reflete a diferença entre as pressões exercidas em cada

coluna. Na extremidade aberta exerce a pressão atmosférica e na outra a pressão da

bomba (patm > pb). A pressão de vapor é igual à pressão da bomba dada pela equação:

hatmpvp

(02)

Fazer o gráfico colocando no eixo de coordenada Y os valores de ln pv e no eixo

X os valores de (1/T) . Traçar a curva que melhor se ajusta aos pontos

experimentais. Determinar os coeficientes angular e linear da reta.

Calcular a entalpia molar de vaporização (Hv).

11

Comparar os valores da entalpia de vaporização molar obtido

experimentalmente com o valor fornecido nas tabelas termodinâmicas (Hv =

43,556 k J mol-1

), e calcular o erro experimental.

APÊNDICE

Figura 1 – Representação esquemática da montagem

TABELA 2: Constantes e fatores de conversão.

R = 0,082058 atm.L.K-1

.mol-1

R = 8,31451 J. K-1

.mol-1

R = 1,9872 cal.K-1

.mol-1

1 erg = 1 dina.cm-1

1 atm = 760 mm Hg

1 atm = 1,01325 x 106 dinas.cm

-2

1 cal = 4,184 J

1J = 107 ergs

h

12

SÓLIDOS: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE

1. Introdução

A densidade de um sólido é a razão entre a sua massa e o seu volume

correspondente. Na determinação da densidade dos sólidos pelo método do picnômetro,

o volume da amostra é calculado a partir da massa de um líquido de densidade conhecida, que é deslocado pelo sólido quando este é mergulhado no líquido contido em um picnômetro. O líquido a ser usado não deve dissolver a amostra e nem reagir com a mesma

Este método requer cuidados especiais para evitar a possibilidade de erros, como os causados por bolhas de ar aderentes à amostra e às paredes do picnômetro. Para substâncias porosas, como carvão e material de cerâmica, as amostras devem ser previamente pulverizadas. Caso se deseje a densidade média das massas sólida e celular contidas na amostra esta deve ser revestida por uma camada fina de verniz.

Este trabalho prático tem como objetivo determinar a densidade de sólidos utilizando o método do picnômetro e a composição de uma liga metálica binária (chumbo e estanho).

2. Materiais e reagentes

Picnômetro de 10 mL

balança analítica

pequenas barras de estanho; chumbo e liga estanho – chumbo

béquer 100 mL

termômetro

água destilada

pinça metálica


3.1 – Pesar a amostra – uma pequena barra de chumbo (m1). 3.2 – Medir a temperatura da água. 3.3 – Pesar o picnômetro cheio de água destilada (m2) e com a sua tampa, secando-o, previamente. 3.4 – Retirar a tampa e colocar a amostra dentro do picnômetro. A água vai transbordar. Complete o nível de água até a borda superior do picnômetro. 3.5 – Tampar o picnômetro, secá-lo e pesá-lo assim carregado (m3). 3.6 – Repetir o mesmo procedimento para a barra de estanho e para a liga de estanho e chumbo.


Completar a Tabela 1 utilizando as equações dadas abaixo.

TABELA 1: Valores de massa e volume das amostras

13

amostra m1 / g m2 / g m3 / g m / g Vamostra/mL

chumbo

estanho

liga

temperatura da água = densidade da água= Nota: m1 = massa da amostra sólida; m2 = massa do picnômetro + água m3 = massa do picnômetro + amostra + água; m = massa de água deslocada pela amostra.

A massa de água deslocada pela amostra (m) é dada pela equação : m = (m1 + m2) – m3 (01)

Sendo: m1 = massa da amostra sólida; m2 = massa do picnômetro + água m3 = massa do picnômetro + amostra + água

O volume, V, da amostra é igual ao volume da água deslocada.

água

mV

(02)

A densidade do sólido é V

m1

4.1 - Cálculo da composição da liga

massa da liga = massa de Pb + massa de Sn

SnmPbmLm (04)

Então temos:

SnVSnPbVPbLVL (05)

A partir das equações 5 e 6 obtém-se os volumes

SnPb

LVSnLPbV

)( (06)

SnPb

LVLPbSnV

)( (07)

As massas de chumbo e de estanho são calculadas pelas equações:

PbVPbPbm (08)

SnVSnSnm (09)

Para estes cálculos utiliza-se os valores de Pb = 11,34 g / mL e

Sn = 7,29 g / mL

(03)

14

A percentagem de chumbo na liga é dada pela equação

100%Ligam

PbmPbP (10)

Complete a Tabela 2.

TABELA 2: Valores de densidade das amostras e composição da liga.

amostra densidade / g/mL E% composição (% Pb) E%

determinada dada determinada dada

Pb 11,34 ----- ---- ----

Sn 7,29 ----- ---- ----

Liga -------- ------- 45

15

GASES: DETERMINAÇÃO DA RAZÃO Cp/Cv

1. Introdução

A medida do quociente entre as capacidades caloríficas a pressão constante e a

volume constante de um gás (Cp/Cv = ) pode ser realizada mediante um processo

idealizado por Clément e Désormes.

Supondo-se que um gás ideal, na temperatura inicial T1, sob pressão p1, tenha o

volume molar V1 sofre uma transformação adiabática (AB) (Figura 1) até atingir a

pressão atmosférica p2 e retorna à temperatura inicial T1 mediante um aquecimento

isocórico (BC), atingindo a pressão final p3. Os excessos de pressão podem ser

determinados pelas expressões:

21 ppp

23´ ppp

Se essas variações não forem muito grandes, tem-se:

Cp/Cv = ´)/( ppp

Assim, medindo-se o excesso de pressão no início e no fim da transformação

ABC, pode-se obter uma estimativa da vazão do gás.

Figura 1: Relação entre pressão e volume molar de um gás

O aparelho para a medida está ilustrado na Figura 2. Um grande frasco é provido

de uma torneira e é ligado a um manômetro. O manômetro, preferivelmente, é de

líquido pouco volátil e pouco denso, para possibilitar a observação das diferenças de

pressão.

16

Figura 2: Instrumento para expansão adiabática de gases

Nesta experiência, mede-se o do ar. É indispensável eliminar a umidade,

fazendo com que o ar passe através de uma coluna dessecante (sílica gel ou Na2SO4).

Elimina-se o dióxido de carbono com Ca(OH)2.

Este trabalho prático tem como objetivo medir a razão Cp/Cv para o ar utilizando

o método de Clément-Désormes.

2. Parte Experimental

2.1 Materiais

Frasco de 8 L com uma rolha de borracha perfurada

Tubo em U

ftalato de dibutila (líquido pouco denso e pouco volátil)

kitassato

pêra de borracha

agente secante

mangueiras

torneiras de vidro

2.2 Procedimento

Injetar, com uma pequena bomba manual, um pouco de ar no frasco,

provocando um pequeno excesso de pressão (desnível entre 10 e 15 cm no

manômetro). Aguardar alguns minutos para que haja o equilíbrio térmico.

Anotar o valor do excesso de pressão ( p ).

Abrir rapidamente a torneira de expansão, observando o líquido descer do

manômetro. Esta expansão, por ser tão rápida, é considerada adiabática, e provoca

um resfriamento no gás. Assim que os níveis do líquido atingirem a mesma altura

nos dois ramos do manômetro, fechar rapidamente a torneira e aguardar até que o

equilíbrio térmico seja alcançado. Anotar o novo excesso de pressão ( ´p ).

Repetir as operações dos itens anteriores mais dez vezes.

IMPORTANTE!

Procurar variar as pressões iniciais, para dispor de um conjunto de medidas de

diversas faixas de pressão.

17

Tenha sempre o cuidado de esperar a ocorrência do equilíbrio térmico, não

só no início da expansão, mas também, no fim do processo.

Ao terminar o experimento, deixar o frasco com a torneira fechada.

3. Apresentação dos resultados e discussão

Anotar os dados experimentais na Tabela 1, assim como os valores calculados.

TABELA 1: Dados experimentais da variação de pressão

Medida

p / cm

p’ / cm

i )(

i 2)(

i

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

------ ------

Usando os dados de cada medida calcular do ar. Calcular médio e o desvio

padrão (s). Exprimir o resultado obtido sob a forma: s_

.

Determinar o erro experimental em relação da razão Cp/Cv do ar seco, considerando

a composição em mol, para o mesmo igual a 78% de N2, 21% de O2 e 1% de Argônio.

Para tanto, utilize as equações abaixo:

Cv ar = x Cv nitrogênio + y Cv oxigênio + z Cv argônio

Cp ar = x Cp nitrogênio + y Cp oxigênio + z Cp argônio

onde x, y e z são as frações molares dos gases.

Considerar que:

gases monoatômicos Cv = 3/2 R e Cp = 5/2 R

gases diatômicos Cv = 5/2 R e Cp = 7/2 R

Mostrar que ´pp

p

, onde atPP 2 , pPP at 1 e ´3 pPP at

18

LÍQUIDOS: DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE

1. Introdução

No estado líquido as moléculas estão mais próximas uma das outras e entre elas

existem forças atrativas. Para um líquido fluir suas moléculas devem ser capazes de

deslizar uma sobre as outras. Todo líquido oferece uma resistência a esse processo. Esta

resistência ou fricção interna é a medida da viscosidade do líquido. Em geral, líquidos

mais viscosos fluem mais lentamente e devem apresentar forças de atração mais

intensas entre as moléculas.

Considere um líquido no interior de um tubo circular, onde as moléculas se dispõem

em camadas concêntricas cilíndricas. A viscosidade é a resistência que uma camada de

líquido sofre para mover-se em relação à outra camada vizinha. Ao fluir, ao longo de

um tubo, as camadas movem-se com velocidades diferentes que aumentam da periferia

para o centro, à medida que ficam próximas do eixo do cilindro. Esta forma de

escoamento é conhecida como escoamento laminar.

Diversos fatores afetam a viscosidade de um fluido:

a) líquido puro: natureza química (moléculas polares e apolares), tamanho e forma

das moléculas,

b) solução: adição de soluto,

c) temperatura.

Há vários métodos de determinação do coeficiente de viscosidade de líquidos. A

maioria consiste na determinação das velocidades de escoamento do líquido através de

um tubo capilar ou da queda de um corpo esférico através do líquido, utilizando as leis

de Poiseuille e de Stokes, respectivamente. Esses métodos são empregados apenas para

líquidos de escoamento laminar.

Nesta prática, a viscosidade de diversos líquidos será utilizando-se o Viscosímetro de

Ostwald (Figura 1). Nesta técnica, observa-se o tempo gasto para o líquido fluir de

um reservatório superior de volume definido, passando por tubo capilar, para um

reservatório inferior, sob a influência da gravidade.

A medida direta da viscosidade absoluta é muitas vezes difícil de ser obtida. O

procedimento usual é a determinação de sua viscosidade em relação à viscosidade de

uma substância de referência, numa dada temperatura. A água é o líquido mais utilizado

como referência.

Pela equação de Poiseuille temos:

tlV

hgr

8

4 (01)

Onde:

= coeficiente de viscosidade (letra grega eta)

t = tempo gasto para o líquido fluir

= densidade do líquido

r e l = raio e comprimento do capilar

V = volume do reservatório superior

h = diferença de altura das marcações nos reservatórios, onde o líquido fluirá

g = aceleração da gravidade

19

Para a obtenção da viscosidade relativa de um líquido, mede-se os tempos de

escoamento do líquido e da água no mesmo viscosímetro, mantendo o volume e a

temperatura constantes. Os termos r, g, h, V e l da equação (01) são os mesmos para

ambos os líquidos, assim, a razão entre as viscosidades do líquido (1) e da água (2), é

dada pela equação (02):

22

11

2

1

t

t

(02)

As unidades de viscosidade estão descritas na Tabela 1.

TABELA 1: Unidade de viscosidade de acordo com os sistemas mais comuns.

Viscosidade Absoluta ()

Sistema CGS

Sistema SI

nome Símbolo Descrição

Nome símbolo

Poise P g.cm-1

.s-1

pascal.segundo Pa.s

centipoise cp 10-2

gcm-1

s-1

milipascal.segundo mPa.s

1cp = 1mPa.s

Este trabalho prático tem como objetivos: i) determinar o coeficiente de

viscosidade de vários líquidos pelo método de viscosímetro de Ostwald; ii) comparar e

discutir os fatores que afetam a viscosidade dos líquidos.


2.1 Materiais

Viscosímentro de Ostwald

Cronômetro

Termômetro

Tubo de borracha

Seringa ou 19êra

Pipeta de 10 ml

Balões de 50 mL

água destilada

acetona

hexano

ciclohexano

etanol

n-propanol

20

Figura 1: Viscosímetro de Ostwald

2.2 Procedimento

Com o auxílio de uma pipeta, transferir 10 mL de água para o interior viscosímetro

(limpo e seco) através do tubo de maior diâmetro, ocupando o reservatório A.

Em seguida, com o auxílio de uma seringa, deslocar o líquido do reservatório A até o

mesmo atinja a metade do volume do reservatório C.

Desconectar a seringa do tubo, de modo a permitir o escoamento livre do líquido.

Marcar o tempo gasto para o menisco superior passar sucessivamente pelas duas

marcas de calibração, m e n. Fazer 3 determinações deste tempo.

Limpar e secar o viscosímetro, e repetir o procedimento usando o solvente orgânico.

Deve-se empregar um volume igual ao da água.

3. Apresentação dos resultados e discussão

Os valores dos tempos de escoamento devem ser anotados na Tabela 2.

TABELA 2: Valores dos tempos de escoamento da água e dos solventes orgânicos

utilizados e valores de suas densidades.

Grupo

Líquidos

Tempo de escoamento / segundo / g.ml-1

1a medida 2

a medida 3

a medida

1

Acetona

Água

2

Etanol

Água

3

n-propanol

Água

4

Hexano

Água

5

Ciclo-hexano

Água

NOTA: temperatura =

21

Calcular a viscosidade dos líquidos estudados utilizando a equação 02. Comparar os

resultados obtidos com aqueles fornecidos na literatura e calcular o erro relativo (%).

Os líquidos utilizados no experimento são puros. Analisar os resultados obtidos

levando em conta a natureza química das moléculas, o tamanho e a forma.

TABELA 3: Valores de viscosidade dos líquidos, massa molar e densidade

Líquidos

Fórmula estrutural

Viscosidade/ mPa s

Erro % Experimental

(............ oC)

Tabelada

(25 oC)

Acetona

n- hexano

Ciclo- hexano

Água

Metanol

Etanol

1 – propanol

OBSERVAÇÃO: Nas tabelas 4 e 5 (Anexo) encontram-se os valores de alguns

parâmetros que foram compilados da literatura e que serão úteis nos cálculos.

Construir um gráfico de valores de viscosidade em função da massa molar dos

álcoois da série homóloga (RCH2OH). Interpretar o resultado considerando as

interações intermoleculares.

22

ANEXO

TABELA 4: Valores de viscosidade a 25 oC , densidade a 20

oC e

massa molar de alguns compostos.

Líquidos / mPa s MM/g mol-1

/ g.ml-1

Acetona 0,327 56,08 0,7899

n- hexano 0,326 86,17 0,6603

Ciclo –

hexano

0,660 84,16 0,7785

Metanol 0,597 32,04 0,7914

Etanol 1,200 46,07 0,7893

1 – propanol 2,256 60,11 0,8035

1 – butanol 2,948 74,12 0,8098

1 – pentanol 3,619 88,15 0,8144

1 – hexanol 4,578 102,18 0,8136

1 – heptanol 5,810 116,21 0,8219

Água 1,005 18,02 0,9982

TABELA 5: Valores de viscosidade, densidade da água em várias temperaturas.

t / oC n/mPa s / g.ml

-1 t / oC n/mPa s / g.ml

-

1

18,0 1,053 0,9986 24,0 0,9111 0,9973

19,0 1,027 0,9984 25,0 0,8904 0.9970

20,0 1,005 0,9982 26,0 0,8705 0,9967

21,0 0,9779 0,9980 27,0 0,8513 0,9965

22,0 0,9548 0,9978 28,0 0,8327 0,9962

23,0 0,9325 0,9975 29,0 0,8148 0,9960

23

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES

1. Introdução

Uma investigação experimental detalhada mostra que a maioria das reações

químicas não avança até a realização completa, isto é, quantidades mensuráveis de

reagentes ainda estão presentes no sistema quando aparentemente a reação cessa. Um

exemplo deste tipo é a reação de hidrólise de acetato de etila catalisada por uma solução

aquosa de ácido clorídrico para formar ácido acético e etanol.

CH3COOCH2CH3 + H2O CH3COOH + CH3CH2OH (1)

Acetato de etila água ácido acético etanol

Quaisquer que sejam as quantidades relativas do acetato de etila e de água,

misturadas inicialmente, ainda existe um residual das duas substâncias, juntamente com

os produtos, quando a reação parece terminada.

Esta condição, em que todas as substâncias atingiram um valor final de

concentração constante, é denominada estado de equilíbrio. A reação não termina

quando o equilíbrio é atingido, mas continua ocorrendo nos dois sentidos com as

mesmas velocidades (equilíbrio dinâmico).

A reação de hidrólise se inicia quando os reagentes são misturados. A velocidade

de hidrólise diminui com o tempo e a reação reversa começa a ocorrer quando uma

quantidade apreciável de ácido acético e etanol estiverem presentes. No equilíbrio as

duas velocidades ficam iguais.

A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em função das atividades

dos vários componentes do sistema. Para soluções diluídas, consideradas ideais, as

constantes de equilíbrio são calculadas em função das concentrações molares dos

reagentes e dos produtos.

A reação de hidrólise do éster representada pela equação 1 tem a constante de

equilíbrio calculada pela expressão:

OHHCCOCH

OHHCHCOCHK

25223

5223 (2)

24

onde:

[CH3CO2H] = concentração molar do ácido acético no equilíbrio

[CH3CH2OH] = concentração molar do etanol no equilíbrio

[CH3CO2C2H5] = concentração molar do acetato de etila no equilíbrio

[H2O] = concentração molar da água no equilíbrio

A constante de equilíbrio pode apresentar valores muito maiores do

que 1 (> 103). Assim, no equilíbrio, a concentração de produtos é muito maior que a

concentração de reagentes. Quando a constante de equilíbrio é muito menor do

que 1 (< 10-3

), existe uma tendência muito pequena à formação dos produtos, e no

equilíbrio o sistema reacional apresentará uma maior concentração dos reagentes.

Quando o valor de K é próximo de 1, significa que a abundância entre os reagentes e

produtos é semelhante no equilíbrio. Dessa forma, a constante de equilíbrio fornece

importantes informações sobre a espontaneidade do processo.

Este trabalho prático tem por objetivo determinar a constante de equilíbrio da

reação de hidrólise de um éster em solução.


2.1 Materiais

8 tubos de vidro com tampa

Solução padronizada 0,50 mol/L de NaOH

Pipetas de 2; 5 e 10 mL

Solução 3 mol/L de HCl

3 erlenmeyers de 125 mL

Solução de fenolftaleína

Bureta de 25 mL

Acetato de etila

Proveta de 50 mL

Etanol

Água destilada

Ácido acético

25

2.2 Procedimento

Com um mês de antecedência, preparou-se as misturas reacionais, que constam

na Tabela 1, mantendo-as em frascos de vidro tampados para evitar evaporação. O

período de um mês é necessário para que o equilíbrio seja atingido.

Tabela 1. Volumes iniciais dos reagentes em 10 mL de solução

Frasco Solução 3,0

mol/L

de HCl / mL

Acetato de etila /

mL

Água /

mL

Etanol /

mL

Ácido

acético/mL

B 5,0 0,0 5,0 0,0 0,0

1 5,0 5,0 0,0 0,0 0,0

2 5,0 4,0 1,0 0,0 0,0

3 5,0 4,0 0,0 1,0 0,0

4 5,0 4,0 0,0 0,0 1,0

5 5,0 0,0 0,0 3,0 2,0

6 5,0 0,0 0,0 4,0 1,0

7 5,0 3,0 1,0 0,0 1,0

/ g.mL-1 1,0640 0,9003 0,9982 0,7893 1,0492

MM /g.mol-1

36,5 88,0 18,0 46,0 60,0

Nota: = densidade; MM = massa molar

Com o auxílio de uma pipeta, transfira três alíquotas de 2,0 mL da solução do

frasco B para três erlenmeyers de 125 mL. Adicionar 30 mL de água destilada e

3 gotas de fenolftaleina.

Colocar na bureta a solução 0,50 mol/L de NaOH. Titular cada alíquota dos

erlenmeyers até a mudança de cor, anotando o volume de solução de titulante

gasto em cada titulação na Tabela 2.

Repita o procedimento descrito para os frascos de 1 a 7. As titulações de cada

frasco devem ser feitas em triplicata.

26


Os resultados obtidos experimentalmente devem ser anotados na Tabela 2.

Tabela 2. Volume de solução de NaOH gasto nas titulações e cálculo do número de

milimol de ácido acético titulado.

Frasco

V1/mL

V2/mL

V3/mL iV_

/mL

)(__

Bi VV

/mL

Número de milimol de

CH3CO2H

2,0 mL 10,0 mL

B ==== ==== ====

1

2

3

4

5

6

7

Nota: iV_

= média aritmética dos volumes de cada titulação

Para calcular o valor de acido acético determinado na titulação de cada frasco,

utiliza-se a equação:

NaOHBi CVVn .__

(3)

onde:

iV_

é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons H+ no

equilíbrio.

_

BV é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido clorídrico

colocado no branco e em cada frasco.

n = número de mol de ácido acético no equilíbrio, para 2 mL da amostra.

Multiplicando-se por 5, tem-se a quantidade molar no volume inicial do tubo.

CNaOH = concentração em mol/L do NaOH.

27

A quantidade de ácido acético no equilíbrio para 10 mL de solução foi calculada

e consta na Tabela 2. A partir dos valores da quantidade de ácido acético em 10 mL da

Tabela 2, preencha a Tabela 3.

Tabela 3. Concentrações molares de cada componente no início da reação e ao atingir o

equilíbrio (em milimol) considerando 10 mL da solução e a constante de equilíbrio.

F Quantidades iniciais Quantidades no equilíbrio

K Etanol Ácido

acético

Acetato

de etila

Água Etanol Ácido

acético

Acetato

de etila

Água

1 0,0 0,0 51,1 265

2 0,0 0,0 40,8 321

3 17,2 0,0 40,8 265

4 0,0 17,5 40,8 265

5 51,6 35,0 0,0 265

6 68,8 17,5 0,0 265

7 0 17,5 30,6 321

Para calcular o valor de K, substituir diretamente os valores de concentração na

equação 2. Determine a média dos sete valores de constante de equilíbrio calculados.

Apêndice

Cálculo das quantidades em número de mol de cada componente adicionado.

Água: a água total colocada em cada tubo tem duas origens:

a) água adicionada na solução aquosa de ácido clorídrico:

Massa da solução aquosa de HCl = volume x densidade

m = 5,00 x 1,0640 = 5,32 g

massa do HCl = CHCl x VHCl x MMHCL = 3,00 x 5,0x10-3

x 36,5 = 0,547 g

massa de água = 5,32 – 0,547 = 4,772 g

assim o número de mol de água = (4,772 / 18,0) = 0,265 mol

b) nos tubos 2, água pura também foi adicionada:

Para 1,0 mL n = (1,0 x 0,99820) / 18,0 = 0,0554 mol

Para cada tubo, multiplicar o valor acima pelo volume adicionado.

28

Acetato de etila, etanol e ácido acético:

Tabela 5 Quantidades de cada reagente: número de mol = (volume x densidade)/ massa

molar.

Reagente CH3CO2C2 H5 CH3CH2OH CH3CO2 H

No de mol (V x 0,9003) / 88,0 (V x 0,7893) / 46,0 (V x 1,0492) / 60,0

Quantidade em 1 mL 0,0102 mol 0,0172 mol 0,0175 mol

Nota: Para cada tubo, o valor calculado para 1 mL vezes o volume adicionado do

reagente considerado.

29

calor específico = quantidade de calor fornecido

(massa do corpo).(variação de temperatura)

DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE AMOSTRAS DE METAIS E

ÁGUA

1. Introdução

O calor específico ou capacidade calorífica específica, c, é a razão entre a quantidade

de calor fornecida à unidade de massa da substância (por exemplo 1,00 g) e a

elevação de temperatura provocada na substância. Matematicamente, escreve-se:

__________________________________

Os calores específicos de alguns elementos e substâncias foram medidos

experimentalmente, e alguns exemplos são apresentados na Tabela 1.

TABELA 1: Calores específicos de alguns elementos e substâncias

Elemento ou Substância Cp / J.g-1

.K-1

Alumínio 0,902

Ferro 0,451

Cobre 0,385

Água 4,184

Sob condições de pressão constante, a quantidade de calor, q, que é transferida de ou

para um corpo de massa, m, está relacionada à variação de temperatura ΔT, pela

expressão:

q = Cp . m . ΔT (01)

A equação 01 evidencia não apenas a quantidade de calor, mas também o sentido da

transferência de calor, ou seja, quando se determina a variação de temperatura do corpo,

ΔT = Temperatura final – Temperatura inicial. A diferença de temperatura apresenta

sinal algébrico positivo (+) quando a temperatura do corpo se eleva (Tf > Ti) e q terá

sinal positivo. Isto significa que o calor foi transferido para o corpo. No caso oposto, o

abaixamento de temperatura do corpo significa que ΔT tem sinal negativo (-) e q

também será negativo. Neste caso o calor foi transferido do corpo.

Assim, a amostra de um metal foi aquecida em água fervente e transferida para um

béquer contendo água na temperatura de 21ºC, a temperatura final do metal e da água

foi de 23,1ºC.

Aspectos importantes que devem ser compreendidos:

A amostra metálica e a água ficam, ao final, na mesma temperatura (Tfinal).

Princípio da conservação da energia: a energia térmica transferida para a água, ao se

aquecer e a energia térmica transferida do metal ao se esfriar são numericamente

iguais.

A quantidade de calor do metal (q metal) tem valor negativo, pois houve queda de

temperatura quando o calor foi transferido do metal.

A quantidade de calor da água (q água) tem valor positivo, pois a temperatura da água

se elevou pela transferência de calor para a água.

Então, q metal = - q água.

30

Se a quantidade de calor é transferida de um corpo para outro, então a equação 01

pode dar origem à equação 02:

Cp metal . m metal . (T final - T inicial) = - Cp água . m água . (T final – T inicial) (02)

A equação 02 pode ser usada para calcular a capacidade calorífica específica de uma

substância (por exemplo, um metal puro) a partir de medidas calorimétricas quando a

capacidade calorífica específica do calorímetro e de seus componentes é conhecida.

O calor específico de muitos metais pode ser determinado, satisfatoriamente, usando

calorímetros de copo de poliestireno.

A capacidade calorífica da água pode ser determinada pelo aquecimento de uma

certa massa, m, conhecida de água, sendo conhecidos a variação da temperatura (ΔT)

e a quantidade de energia fornecida.

Esse aquecimento pode ser efetuado com o uso de um ebulidor, onde a energia

elétrica é transferida como energia térmica (E), sendo assim:

Tm

ECp

.

Por outro lado:

E = V.I.t

R

VI , então,

R

tVVE

.. , ou seja,

R

tVE

.2

. Assim,

TmR

tVCp

..

.2

(03)

onde V é a voltagem, t é o tempo de fornecimento de energia elétrica e R é a

resistência do ebulidor.

Este trabalho prático tem como objetivo medir a capacidade calorífica de um metal e

da água.


2.1 Materiais

Um termômetro digital – precisão: 0,1ºC

Agitador magnético e barra magnética

31

Cronômetro

Balança (0,01g)

Um multímetro

Ebulidor

Recipiente de alumínio (volume aproximadamente de 1,7 L)

Amostras de metais (cobre, alumínio e latão) em forma de cubo ou pequenos

cilindros

Copo de isopor

Fio de linha

Suporte universal, garra metálica e pinça de madeira

Béquer de 200 mL com água

2.2 Procedimento

a) Medida do Cp das amostras metálicas:

Pesar a amostra metálica (m amostra).

Contornar a amostra metálica com o fio de linha, prendendo-a em um dos lados,

ficando uma extremidade mais longa que será usada para movimentar a amostra

(Figura 1).

Figura 1: Amostras dos metais suspensas pelos fios

Colocar 1,0 L de água destilada no recipiente de alumínio e, em seguida,

mergulhar o ebulidor na água, prendendo-o com a garra no suporte universal.

Colocar a amostra do metal no interior da água, deixando-a imersa sem entrar

em contato com as paredes da caneca. Ajustar o fio no suporte de madeira.

Observar a voltagem do ebulidor e da tomada a que será conectado

(ATENÇÃO: o ebulidor deve estar mergulhado na água quando for ligado na

rede elétrica).

Aquecer a água até a ebulição e esperar o cubo entrar em equilíbrio térmico com

a água. Medir a temperatura da água em ebulição. Esta será a temperatura da

amostra metálica.

Colocar o agitador magnético e um béquer com água próximo ao sistema de

aquecimento. Colocar o copo de isopor com a barra magnética sobre a placa do

agitador e adicionar 200,0 mL de água destilada.

Após fazer a leitura da água em ebulição imergir o termômetro na água do

béquer para que resfrie e volte à temperatura ambiente.

32

Em seguida, medir a temperatura da água no copo de isopor, que será a

temperatura inicial da água (Ti água).

Rapidamente (evitar troca de calor com o meio) passar a amostra metálica

quente que está imersa na água em ebulição para a água no copo de isopor.

Segurá-la mantendo-a imersa na água sem tocar o fundo do copo.

Ligar o agitador magnético para homogeneizar o sistema e esperar a temperatura

estabilizar (cerca de 30s) e medir a temperatura final (Tf).

Efetuar este procedimento três vezes, sem necessidade de trocar a água do copo

de isopor.

Todos os dados experimentais devem ser anotados na Tabela 2.

Figura 2: Recipiente de isopor contendo a amostra aquecida imersa em água sob

agitação.

b) Medida da capacidade calorífica da água:

Anotar a resistência do ebulidor.

Medir a voltagem da rede elétrica na tomada onde será ligado o ebulidor.

Medir 1,0 L de água e transferir para o recipiente de alumínio. Colocar o

ebulidor no interior da água.

Ligar o ebulidor e acionar o cronômetro simultaneamente.

Medir a temperatura utilizando um termômetro. Quando atingir a faixa de 70 a

80 ºC desligar o ebulidor e parar o cronômetro. Anotar o tempo e fazer a leitura

da temperatura.

Efetuar este procedimento três vezes.

Todos os dados obtidos devem ser anotados na Tabela 3.

33


a) Medida do Cp dos metais:

Os valores de temperatura e massa obtidos devem ser registrados na Tabela 2.

TABELA 2: Valores de temperatura e massa da água e da amostra.

Medida Primeira Segunda Terceira

Ti amostra / ºC

Ti água / ºC

Tf / ºC

∆T água = Tf – Ti água

∆T amostra = Ti amostra -

Tf

Massa da amostra / g

Massa de água / g

NOTA: Temperatura inicial do bloco metálico = Temperatura da água em ebulição =

Ti amostra

Temperatura inicial da água = Ti água

Temperatura de equilíbrio = Temperatura final do sistema = Tf

CpH2O = 4,184 J.g-1

.K-1

Calcular o Cp dos metais utilizando a equação 02.

b) Medida do Cp da água:

Os valores de temperatura e massa obtidos devem ser registrados na Tabela 3.

TABELA 3: Valores medidos de temperatura da água e tempo

Medida Primeira Segunda Terceira

Ti / ºC

Tf / ºC

∆T / ºC

Tempo / s

Resistência /

Voltagem / V

Massa da água / g

34

O calor específico da água pode ser calculado pela equação 03.

Discutir os resultados obtidos, os erros experimentais (%), as fontes desses erros e

como minimizá-los.

35

ELETROQUÍMICA: POTENCIAIS DE ELETRODO E APLICAÇÕES 1. Introdução

As reações de óxido redução podem ser consideradas como compostas de duas semi-

reações : uma de redução e outra de oxidação. Essas semi-reações consistem

efetivamente em reações eletroquímicas, ou seja, reações onde comparecem espécies

químicas e elétrons.

A reação global de óxido redução pode ser realizada de duas maneiras alternativas : a

química e a eletroquímica. No modo químico, as semi-reações ocorrem

simultaneamente em um mesmo espaço físico, havendo o fluxo de elétrons

diretamente da espécie redutora para a oxidante. No modo eletroquímico, as semi-

reações ocorrem simultaneamente, porém em locais diferentes do sistema; neste caso

o sistema consiste em uma pilha eletroquímica, onde o fluxo de elétrons não ocorre

diretamente, mas através do circuito externo conectado à pilha.

Na pilha, a semi-reação de redução ocorre na superfície do catodo e a de oxidação na

superfície do anodo.

Com o circuito externo da pilha aberto, desenvolvem-se potenciais elétricos de

equilíbrio nos dois eletrodos, e seus valores dependem da natureza das espécies , das

suas atividades e da temperatura do sistema. Nesta situação de circuito aberto, a

diferença entre os potenciais dos dois eletrodos é denominada força eletromotriz da

pilha (E) , e de acordo com a IUPAC, o seu valor deve ser calculado pela seguinte

expressão :

E = catodo - anodo (01)

onde catodo é o potencial de equilíbrio do catodo e anodo é o potencial de equilíbrio

do anodo.

Um eletrodo reversível é aquele em cuja superfície tem-se uma reação eletroquímica passível de ocorrer em ambos os sentidos e cuja cinética está relativamente muito favorecida, ou seja, o equilíbrio é rapidamente atingido. Estes dois requisitos caracterizam o conceito eletroquímico de reversibilidade. Dada uma reação eletroquímica reversível qualquer :

M+z + ze- = M (02)

Na condição de equilíbrio, G não é igual a zero, mas sim dado pela expressão:

G = - z . F . (03) onde F é a constante de Faraday , igual à aproximadamente 96500 coulombs e que corresponde à carga elétrica equivalente a 1 mol de elétrons.

Considerando-se essa expressão de G, e a sua expressão tradicional da termodinâmica química, chega-se à chamada equação de Nernst :

za

a

zF

RT

M

Mln.0 (04)

onde é o potencial de equilíbrio do eletrodo , 0 é o potencial no estado padrão, aM é a atividade da espécie M e aM+z é a atividade da espécie M+z.

36

Considerando-se o metal M puro, e soluções eletrolíticas com comportamento ideal, tem-se:

][

1ln.0

zMzF

RT

O potencial padrão do eletrodo está relacionado com o G0 da reação através da seguinte expressão:

G0 = - z . F . 0 (05) Essa equação permite então o cálculo do potencial de equilíbrio do eletrodo reversível. Assim , dada à reação eletroquímica que ocorre em um eletrodo reversível, através de um procedimento análogo ao que foi feito, pode-se sempre estabelecer a equação de Nernst para aquele eletrodo específico. Por outro lado, o potencial do eletrodo pode também ser determinado experimentalmente. Para tal, basta que se monte uma pilha eletroquímica onde um dos eletrodos é o eletrodo em questão, e o outro eletrodo é um

eletrodo de referência, cujo valor do potencial é conhecido (referência) . Medindo-se a força eletromotriz da pilha constituída (E) , pode-se ter o valor do

potencial desconhecido () através de:

E = - referência (06)

O eletrodo de referência universal é o chamado eletrodo padrão de hidrogênio,

constituído por um fio de platina imerso em uma solução contendo íons H+ em

concentração igual a 1 molal, na qual se borbulha hidrogênio gasoso com pressão

igual a 1 atm. Sendo o eletrodo de hidrogênio de utilização e manipulação às vezes

difícil, toma-se como referência outros eletrodos reversíveis, de construção

relativamente simples e de fácil reprodutibilidade no que se refere ao potencial.

Um dos eletrodos de referência mais utilizados é o eletrodo de Calomelano Saturado,

cujo potencial em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio é igual a 0,2415 volts.

Ele consiste de mercúrio metálico, recoberto com uma camada de Cloreto mercuroso

(calomelano) e em contato com uma solução saturada de cloreto de potássio. Um fio

de platina é usado para fazer o contato elétrico com o mercúrio (Figura 1).

Pt

Solução KCl Saturada

Hg2Cl2 (s)

Hg (l)

Figura 1 – Desenho esquemático do Eletrodo de Calomelano.

Este trabalho prático tem por objetivo determinar os potenciais de alguns

eletrodos reversíveis.

37

2. Materiais e Reagentes

4 béqueres 80 mL

4 tubos de vidro em “U”

Termômetros

Amostras de metais (Cu, Zn, Ag, Pb)

Eletrodo de referência de Calomelano Saturado

Soluções 0,5 mol/L de CuSO4, ZnSO4, AgNO3 e Pb(NO3)2

Soluções 0,1; 0,05; 0,02; 0,01; 0,005; 0,002 e 0,001 mol/L de CuSO4

Solução de KCl 1 mol/L

Fitas de papel de filtro de cerca de 1 cm de largura

Multímetro digital de alta impedância

Piceta

Água destilada

3. Procedimento Experimental 1 - Montar cada eletrodo reversível mergulhando cada amostra de metal na solução que contenha o cátion deste metal. 2 - Montar a ponte salina preenchendo o tubo em “U” com solução KCl 1 mol/L, e vedando ambas as extremidades do tubo com papel de filtro enrolado na forma de rolhas. Tomar cuidado para que no interior da ponte não haja bolhas de ar que possam ocupar todo o diâmetro do tubo e assim interromper o circuito interno da pilha. 3 - Montar para cada medida a pilha eletroquímica correspondente , introduzindo uma das extremidades da ponte salina na solução do eletrodo reversível, e a outra extremidade na solução do eletrodo de Calomelano Saturado. 4 - Medir a força eletromotriz de cada pilha montada utilizando o multímetro. 4. Apresentação e Discussão dos Resultados

Obter os potenciais de cada eletrodo reversível.

Escrever as equações das reações eletroquímicas que ocorrem em cada um deles.

Estabelecer a equação de Nernst para cada um deles e calcular os seus potenciais de acordo com tais equações.

Comparar com os resultados obtidos e explicar os eventuais erros relativos elevados.

Para as seguintes reações de oxi-redução, prever em quais sentidos elas devem ser espontâneas:

Cu+2

(aq) + Zn = Cu + Zn+2(aq)

2Ag + Pb+2(aq) = 2Ag+

(aq) + Pb

38

TERMOQUÍMICA: CALOR DE SOLUÇÃO E CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO

1. Introdução

As reações químicas, sob pressão constante, podem ser classificadas como

endotérmicas ou exotérmicas, de acordo com a variação de entalpia ou o calor

envolvido no processo. A determinação deste calor pode ser feita através da Lei de Hess

ou de medidas calorimétricas. É importante que nesta determinação experimental seja

observado o estado físico dos participantes e o efeito que este exerce sobre os resultados

obtidos.

O calor de solução é definido como o calor envolvido na dissolução de um mol

de soluto em quantidade suficiente de solvente para constituir uma solução diluída, ex.:

Soluto(s) + água soluto (aq)

O calor de neutralização é o calor envolvido na reação de neutralização de um ácido por

uma base, com formação de um mol de água. Observa-se que quando tratamos soluções

diluídas de ácidos fortes com soluções diluídas de bases fortes o calor liberado, por mol

de água formado, é praticamente constante e independente da natureza dos ácidos ou

bases envolvidos. Este valor, igual a -13700 cal.mol-1

, a 25oC, é conseqüência da

ionização completa dos eletrólitos fortes, exemplo:

H+

(aq) + NO3-(aq) + K

+(aq) + OH

-(aq) K

+(aq) + NO3

-(aq) + H2O(l)

ou seja, a reação que efetivamente se passa é :

H+

(aq) + OH-(aq) H2O(l) H

o298K= -13,7kcal

Este trabalho prático tem como objetivos: i) determinar o calor de solução de um soluto

(NaOH) em um solvente (H2O); ii) determinar o calor de neutralização de um ácido

forte (HCl) por uma base forte (NaOH); e iii) verificar a lei de Hess.


2.1 Materiais

Calorímetro

Duas provetas de 100 mL

Duas provetas de 250 mL

Copos plásticos (café) para pesar o NaOH

Balança (precisão de 0,01g)

solução 0,5 mol/L de ácido clorídrico

Solução 1,0 mol/L de ácido clorídrico

Solução 1,0 mol/L de hidróxido de sódio

2.2 Procedimento

a) Determinação do calor de solução do hidróxido de sódio sólido em água:

Com uma proveta graduada, medir 200 mL de água destilada e transferir para

o calorímetro.

39

Tampar o calorímetro, agitar de forma circular e medir a temperatura da água (Ti).

Anotar o valor na Tabela 1.

Pesar 4,0 g de NaOH e transferir para o calorímetro. Tampá-lo e agitar com cuidado

durante 2 a 3 minutos até a completa dissolução do NaOH. Fazer a leitura da

temperatura final (Tf) e anotar na Tabela 1.

Descartar o conteúdo do calorímetro, lavando-o, juntamente com o termômetro.

b)Determinação do calor de neutralização da reação química entre a solução de HCl(aq)

com NaOH(s) :

Medir 200 mL de solução de HCl (0,5 mol/L) e transferir para o calorímetro.

Tampar o calorímetro, agitar de forma circular e horizontal, e medir a temperatura

(Ti). Anotar o valor na Tabela 1.

Pesar 4,0 g de hidróxido de sódio e transferir para o calorímetro. Tampá-lo e agitá-lo

durante 2 a 3 minutos até a completa dissolução do NaOH. Fazer a leitura da

temperatura final (Tf) e anotar na Tabela 1.

Descartar o conteúdo do calorímetro, lavando-o, juntamente com o termômetro.

c)Determinação do calor de neutralização da reação química entre as soluções de HCl(aq)

com NaOH(aq):

Medir, em uma proveta, 100 mL de uma solução 1,0 mol/L de NaOH. Utilizar Usar

o termômetro do calorímetro e medir a temperatura (TNaOH).

Lavar o termômetro.

Medir 100 mL de uma solução 1,0 mol/L de HCl e transferir para o calorímetro.

Tampá-lo, agitar de forma circular e horizontal, e medir a temperatura da solução de

HCl (THCl).

Transferir a solução de NaOH para o calorímetro, fechá-lo e agitá–lo com cuidado

durante 2 minutos. Anotar, na Tabela 1, a temperatura final (Tf) no interior do

calorímetro.

Descartar o conteúdo do calorímetro e lavá–lo, fazer o mesmo com o termômetro.

A temperatura inicial (Ti) é a média entre as duas medidas das soluções de HCl e

NaOH. Anotar esta média na Tabela 1.


Anotar os dados experimentais na tabela 1 e completá-la de acordo com os

cálculos descritos abaixo.

TABELA 1: Valores das temperaturas medidas e das entalpias de acordo com

cada reação.

ETAPA Ti Tf ∆T ∆H1 ∆H2 ∆H3

a

b

c

NOTA: A temperatura inicial para o cálculo do ∆H3 é dada por: Ti = (TNaOH +

THCl)/2.

40

a) Calor de dissolução do NaOH(s) (∆H1) :

Etapa a: NaOH(s) + H2O NaOH(aq) H1

H1 = - [ . V. cNaOH. t + Kcalorímetro. t]

onde:

V : volume da solução resultante em mL

: densidade da solução resultante

cNaOH = calor específico da solução de NaOH

K : constante do calorímetro (determinada previamente em cal.grau-1

)

tf : temperatura final no interior do calorímetro

ti : temperatura inicial no interior do calorímetro,

t = tf –ti

b) Calor de neutralização do HCl (aq) pelo NaOH (s) (H2):

Etapa b: NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) H2

H2 = - [. V. cNaCl. t + Kcalorímetro. t]

c) Calor de neutralização do HCl (aq) pelo NaOH (aq) (H3):

Etapa c: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H3

H3 = - [. V. cNaCl. t + Kcalorímetro. t]

Considerando que a determinação do H, na experiência realizada, envolveu a

formação de 0,1 mol de H2O a partir de 0,1 mol de HCl e 0,1 mol de NaOH, calcular o

valor de H para 1,0 mol de água. Fazer a comparação entre o valor obtido para o calor

de neutralização de um ácido forte por uma base forte, ∆H3, e o valor de ∆Hneutralização da

literatura ( - 13,7 kcal . mol-1

).

d) Aplicação da Lei de Hess:

Aplicar a lei de Hess considerando as equações abaixo:

Etapa a: NaOH(s) + H2O NaOH(aq) ∆H1

Etapa c: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O ∆H3

________________________________________________________________

NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) ∆H2

41

Comparar o valor de H obtido na aplicação da lei de Hess com o valor

experimental, obtido na etapa d, e calcular o erro relativo (%).

ANEXO: VALORES DA LITERATURA QUE SERÃO UTILIZADOS

NOS CÁLCULOS

TABELA 2: Valores das capacidades caloríficas dos calorímetros utilizados

Calorímetro 01 02 03 04

K/ cal.grau-1

12,08 0,34 12,06 1,27 8,31 1,07 10,14 0,93

Calorímetro 05 06 07 08

K/ cal.grau-1

17,04 0,76 17,18 0,98 17,04 0,91 18,40 1,62

TABELA 3: Valores de calor específico (c) e densidade () das soluções

Solução resultante /g.mL c /cal.g-1

.grau-1

NaOHaq (0,5 mol/L) 1,02 0,98

NaClaq (0,5 mol/L) 1,02 0,95

roteiro de práticas de físico- química- qui 218

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