Relatório Final 1
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Relatório Final
Módulo I: Propriedades coligativas
Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.
Osmose: um processo importante para a vida! Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?
Nomes: Caroline Miareli R. A.: 2009.1.14.007
Guilherme Martins R. A.: 2009.1.14.017
Natália Braz R. A.: 2009.1.14.032
Wesley Wilker R. A.: 2010.1.14.021
Prof. Dr. Luciano Sindra Virtuoso
Alfenas/2013
Introdução
Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem da
concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Cada uma dessas
propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente
pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas são propriedades que
se originam a partir da presença de um soluto não-volátil e um solvente. A intensidade
da ocorrência dessas propriedades varia de acordo com a quantidade de partículas
encontradas na solução. Usamos a expressão soluto não volátil quando o ponto de
ebulição do soluto for superior ao do solvente. As propriedades coligativas incluem o
abaixamento da pressão do vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto
de congelação, etc. Essas propriedades, portanto, não são explicadas pela natureza da
substância, mas sim pela quantidade de suas moléculas, partículas ou átomos.
Abaixamento da pressão de vapor
O efeito tonoscópico
Também denominada de Tonometria, esta propriedade compreende o estudo da
diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente causada pela adição de um
soluto não-volátil. A fórmula para o cálculo da Tonoscopia segue abaixo, na qual:
Δp = P2 – P, onde:
P = pressão de vapor da solução
P2 = pressão de vapor do solvente
Um líquido ao passar para seu estado de vapor estabelece novas interações,
sendo que a quantidade de solvente presente nesta nova fase vai determinar a chamada
pressão de vapor. A pressão de vapor de uma solução corresponde à quantidade de
solvente na fase gasosa e existe uma relação entre o abaixamento da pressão máxima de
vapor e o número de mols do soluto presente em uma solução. Assim, quanto maior for
o número de mols do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento da
pressão máxima de vapor.
Tem-se que toda solução tende a um equilíbrio, e este pode ser atingido se
considerarmos a Lei de Raoult: a pressão de vapor de um solvente em uma solução é
igual ao produto da pressão de vapor do líquido puro presente nesta solução, se
considerarmos a fração molar do líquido.
Aumento da temperatura de ebulição
O Efeito ebulioscópico
Ebulioscopia é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. Sendo calculada a partir da relação
Δte = Te2 - Te, onde:
Te = temperatura de ebulição da soluçãoTe2 = temperatura de ebulição do solvente
Abaixamento da temperatura de solidificação
O efeito crioscópico
A crioscopia é a propriedade coligativa que estuda o abaixamento da
temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela presença de um soluto não
volátil. Esse abaixamento é diretamente proporcional a molalidade da solução. O
equilíbrio heterogêneo entre o solvente puro, sólido, e a solução com soluto, na fração
molar xB apresenta no ponto de vista de congelação, igual potencial químico do solvente
nas duas fases:
μA (l ) (T f , p )¿ +RT ln aA=μA( s ) (T f , p)
¿
A equação abaixo mostra que a temperatura de congelação normal do
solvente passa de T* para T* - na solução:
K c=R T f
¿ 2 M A
∆ H f¿
∆ T f =K c mef
O valor é o abaixamento crioscópico e H*f a entalpia de fusão do
solvente. Os maiores abaixamentos observam-se com solventes que tem entalpias de
fusão baixas e pontos de fusão elevados.
Pressão Osmótica
Efeito osmoscópico
Osmose é a passagem do solvente de uma solução já diluída para outra com maior concentração, através de uma membrana semipermeável, no qual permite somente a passagem de solvente. No efeito osmótico ocorre a variação da pressão osmótica entre duas soluções A Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução, a determinada temperatura, para impedir a passagem do solvente através da membrana. A pressão osmótica é representada pela letra grega π (Pi).
Para soluções moleculares, temos: π = M.R.T
Para soluções iônicas, temos: π = M.R.T.i
π = pressão osmótica.M = concentração em mol/L.
Aprendizagem Significativa
De tempos em tempos pesquisadores, no contexto educativo, buscam a melhor
maneira de ensinar e não somente ensinar, mas conseguir fazer com que os alunos
aprendam. Hoje em dia se ouve-se muito falar em aprendizagem significativa, mudança
conceitual e construtivismo, muitos teóricos defendem que um bom ensino deve ser
construtivista, promover a mudança conceitual e facilitar a aprendizagem significativa.
Apesar de todos falarem em aprendizagem significativa, muitos falam sem saber ao
certo o que é e como acontece. A aprendizagem significativa é o processo através do
qual um novo conhecimento se relaciona de maneira não arbitrária e substantiva à
estrutura cognitiva do aprendiz, ou seja, os novos conhecimentos que se adquirem
relacionam-se com o conhecimento prévio que o aluno possui denominado subsunçor.
Quando o material de aprendizagem é relacionável à estrutura cognitiva somente de
maneira arbitrária e literal que não resulta de significados para o sujeito, a aprendizagem
então é dita mecânica ou automática. De acordo com os estudos do professor Marco
Antônio Moreira o conceito de aprendizagem significativa, embora proposto por
Ausubel é compatível com outras teorias construtivistas contemporâneas.
Para conseguir colocar a aprendizagem significativa em prática a escola precisa partir de
onde os alunos estão, das suas preocupações, necessidades, curiosidades. Para que o
aluno possa aprender ele precisa envolver-se, pesquisar, correr atrás, comparar,
produzir,comunicar.
Em uma sociedade mais complexa, ou seja, com mais informações disponíveis,
o professor precisa ser muito criativo nas suas propostas, atividades, mediação. Uma
ótima estratégia é a da auto-motivação, professor motivado motiva os alunos, quando
ele mostra entusiasmo pelo que fala, pelo conhecimento, contagia os alunos. E como
resposta negativa é claro que um professor desanimado, desanima seu alunos e ainda
professores muito ricos em vivências, leituras, práticas, recurso encontra estratégias
diferentes de orientar alunos.
Ensinar e aprender hoje pode se transformar em um fantástico e estimulante desafio, que
pode nos realizar tanto profissionalmente como também pessoalmente.
Metodologia
Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.
Montou-se um esquema como descrito na Figura 1, com água deaerada,
aquecendo-a até a temperatura de 80ºC.
Figura 1 – Ilustração do esquema de montagem para aquecimento de água deaerada e medição
de volume do vapor d’água.
Cada grupo trabalhou com um sistema diferente,
Grupo Sistema
1 água pura
2 água + sacarose 0,5 M
3 água + sacarose 1 M
4 água + NaCl 0,25 M
5 água + NaCl 0,5 M
6 água+ NaCl 1 M Tabela : Divisão dos grupos.
Obs: Devido a falta de reagentes no dia alguns grupos não realizaram a prática com os
valores propostos.
Completou-se com água até a borda um béquer de 600 ml e encheu-se uma
proveta de 10,0 mL até cerca de 2/3 de sua altura total de acordo com cada solução
indicado, logo após cobriu-se o topo com o dedo e inverteu-se lentamente (para não
deixar gotas de água nas paredes internas em contato com o ar) no béquer.
Uma amostra de 4 a 5 mL de ar foi aprisionada no interior da proveta, onde foi
cercado externamente pela água do béquer para manter a temperatura igual a da
água. Desta forma afundou-se ao máximo a proveta no béquer sem, contudo, tocar
seu fundo. Feito isto adicionou-se mais água ao béquer, até quase transbordar, a fim
de submergir totalmente a proveta. Firmou-se, com garras, a proveta dentro do
béquer e colocou-se um termômetro a cerca de meia altura da amostra gasosa.
Aqueceu o sistema um pouco acima de 80°C, procurando-se sempre agitar para
homogeneizar a temperatura. Retirou-se o aquecimento e leu-se os volumes gasosos
a 80°C, 75°C, 70°C, etc., assim seguindo até 50°C, mantendo sempre a agitação.
Após a temperatura atingir os 50°C, como pode ser descrito na figura 2. Fazendo-se
com que a temperatura da água se conservasse abaixo de 5ºC. Registou-se o volume
do gás (ar) e a temperatura (entre 0°C e 5°C), leu-se no barômetro a pressão
atmosférica no momento do experimento para posteriores efeitos de calculo.
Figura 2 – Ilustração do esquema de resfriamento rápido da água deaerada para medição do
volume de vapor d’água abaixo da temperatura de 5ºC
Osmose: um processo importante para a vida!
Primeiramente mediu-se as dimensões de 3ovos (cm), em seguida, os mesmo foram
colocados em béqueres contendo 250 mL de vinagre. Observou-se, por um determinado
tempo as possíveis reações que poderiam ocorrer. O sistema permaneceu em repouso
por um dia. Após permanecer em repouso, com cuidado, retirou-se os 3 ovos do béquer
com vinagre e lavou-se os 3 com água. Observaram-se as alterações no sistema,
comparando o tamanho do ovo mergulhado na solução ácida com suas dimensões
naturais verificadas anteriormente. Tratou-se os ovos da seguinte maneira:
1º ovo: Em um béquer com 250 mL da solução supersaturada de água com açúcar
colocou-se um ovo que estava no vinagre, deixando-o em repouso por mais um dia.
2° ovo: Em outro béquer de 250 ml mergulhou-se em água pura e deixou em
repouso por um dia, observou.
3° ovo: Em outro béquer de 250 ml mergulhou-se o ovo em uma solução
água+corante, deixou em repouso e observou.
Após esse período, os ovos foram cuidadosamente retirados da solução dos
recipientes, lavados com água e comparou-se as dimensões, com sua dimensão natural.
Um quarto ovo deixado em repouso anteriormente pelo professor foi utilizado para a
construção do osmômetro, para tal construção retirou-se a membrana externa do ovo
com cuidado para não rasgar completamente e montou-se em um sistema de bureta
invertida.
Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?
Montou-se o sistema: frasco adiabático + termômetro + sistema de agitação de modo
que o béquer maior continha o menor de 50 mL. Logo após adicionou-se gelo picado e solução,
de acordo com a composição indicada na tabela abaixo.
Tabela 01 – Descrição da composição de mistura de cada experimento.
Solução Composição
A 20 mL de água resfriada (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído
B 25 mL de solução de HCl 0,250 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído
C 25 mL de solução de HCl 0,500 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído
D 25 mL de solução de CH3COOH 0,250 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído
E 25 mL de solução de CH3COOH 0,500 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído
Agitou-se vigorosamente e prolongadamente mantendo-se o sistema isolado durante
todo o experimento. Acompanhou-se a temperatura do sistema com um termômetro até que o
equilíbrio térmico fosse atingido, anotou-se o valor obtido.
Retirou-se alíquotas de 5,0 mL em duplicata das soluções de B-E e transferindo-se para
o pesa filtros devidamente limpos e com massa previamente determinada e anotada.
Determinou-se, em seguida, a massa dos pesa filtros com solução. Transferiu-se as soluções
para um erlemeyer de 125 ml e titulou-se estas alíquotas com solução padronizada de NaOH 0,1
mol.L-1.
Resultados e discussões
Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.
Este experimento esta inserido no conceito de tonoscópia (diminuição da pressão
máxima de vapor de um solvente causada pela adição de um soluto não-volátil). O
fenômeno físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a
vaporização.
A vaporização apresenta três maneiras para ocorrer: ebulição, calefação e
evaporação. Evaporação é quando ocorre a passagem do estado líquido para o gasoso
em um processo lento. Ebulição é também a passagem do estado líquido para o gasoso,
porém em processo mais alvoroçado, ocorrendo em toda a massa. Nesse processo, a
pressão do vapor do líquido se torna igual à pressão externa. A característica da
ebulição é o borbulhar que ocorre quando o vapor é libertado. A ebulição ocorre quando
a substância líquida atinge uma determinada temperatura, chamada de ponto de
ebulição, transformando o líquido em vapor. Calefação é quando ocorre a passagem do
estado líquido para o gasoso depois de um forte aquecimento, como quando uma gota
de água cai sobre uma chapa quente, ocorrendo assim um forte aquecimento da água, e
a evaporação por calefação.
Numa mistura de duas fases, líquida e vapor, em equilíbrio, um componente de
uma das fases está em equilíbrio com o mesmo componente na outra fase. A relação de
equilíbrio depende da pressão, da temperatura e da composição da mistura na fase
líquida. Ao desenvolvermos este experimento utilizando o sistema de água pura, parte
da água vaporiza até que a pressão exercida pelo vapor atinja um determinado valor.
Estabelecido esse equilíbrio líquido-vapor (velocidade de evaporação = velocidade de
condensação), pode-se considerar que os vapores são saturantes e a sua pressão é, então
a pressão de vapor. A pressão de vapor é a pressão exercida por um vapor quando este
está em equilíbrio dinâmico com o líquido que lhe deu origem, sendo assim uma medida
da tendência de evaporação de um líquido. Quanto maior for a sua pressão de vapor,
mais volátil será o líquido, e menor será sua temperatura de ebulição relativamente a
outros líquidos com menor pressão de vapor à mesma temperatura de referência. Ao
aquecermos o sistema como indicado até 80ºC ocorre um aumento na pressão de vapor
da substância (há um aumento da energia cinética média das partículas do líquido,
havendo assim um maior número de partículas com energia cinética suficiente para
passar da fase líquida à fase gasosa). A ebulição acontece quando a pressão de vapor do
líquido iguala a pressão atmosférica, neste caso com estávamos em Alfenas a pressão no
dia era de 0,91 atm, analisando com o auxilio do diagrama de fases, a ebulição da água
ocorre a uma temperatura menor que 100°C (Ebulição da água pura). Pois a uma menor
pressão fornecerá uma menor temperatura.
Imagem 1: Diagrama de fase da água pura.
O diagrama de fase da água pura mostra a dependência dos estados da matéria (sólido,
liquido e gasoso) em função da temperatura e pressões, no qual busca o estado de maior
equilíbrio nestas condições. Ao diminuirmos a temperatura até 50º C podemos observar
a variação do volume, concluindo assim que a pressão é diretamente proporcional à
temperatura e inversamente proporcional ao volume. Observada pelos dados obtidos, a
medida que diminuímos a pressão, ocorre o aumento do volume. De acordo com a
equação de Clapeyron podemos analisar esta relação.
dpdt
=∆vap H
T ∆vap V m
A partir desta equação, sabemos como P varia em função de T na curva de
equilíbrio. Semelhante a equação Clapeyron a equação de Clausius-Clapeyron é
importante para o entendimento dos diagramas de fases particularmente para a
localização e a forma das curvas de equilíbrio liquido-vapor e sólido-vapor. Sua
importância prática reside em que ela nos permite prever como a pressão de vapor varia
com a temperatura e como a temperatura de ebulição varia com a pressão. A relação
entre a pressão de vapor e a temperatura pode ser expressa pela equação de Clausius-
Clapeyron:
dpdt
≈∆vap Hm
T ∆vap V m
≈∆vap Sm
∆vap V m
Correspondendo-se as variações de entalpia, entropia e volume a um mol da
substância estudada durante o processo de vaporização. Considerando-se que ΔVvpz ≈
Vgás = RT/p, tem-se:
log Pvap=−∆vap H
2,303 R− 1
T+cte
Onde se pode calcular a entalpia molar de vaporização à partir de medidas de
pressão de vapor de um líquido a várias temperaturas.
De acordo com a dedução desta equação podemos observar a relação envolvida;
dpdt
=∆vap H
T ∆vap V ¿
*O volume molar do gás é muito maior que o do líquido, logo: ΔvpzV = Vm(g) – Vm(l) = Vm(g).
dpdt
=∆vap H
T V m (g)¿∗¿ ¿
dpdt
=∆vap H
T .(R .T )/ P
dpdt
=P . ∆vap H
R .T 2
dpp
=∆vap H
R− 1
T 2 dp
Integrando-se os termos de P1 a P2 e de T1 a T2 respectivamente:
∫_dP_ = ∫ _ΔvpzH_ _1_ dt P R T²
Ln _P0_ = _ΔvpzH_ ∫ _1_ dt P R T²
Ln _P0_ = _ΔvpzH_ _T -1 limite de integração de T0 a T. P R -1
Ln _P0_ = _ΔvpzH_ . [-(1/T) – (1/T0)] P R
Onde:P0 = 1 atm = pressão de vapor a T0.P = pressão de vapor a T. T0 = ponto de ebulição normal do líquido.T = ponto de ebulição analisado/qualquer.
Ln P = _ΔvpzH_ - _ΔvpzH_ R T0 R T
Transformando ln em log:
Log10 P = ___ΔvpzH___ - ___ΔvpzH___ 2,303 R T0 2,303 R T
Para os sistemas de água sal e água e sacarose em diferentes concentrações,
podemos observar o efeito de tonoscópia e como ele se comporta em diferentes
concentrações, temos que na solução água + Nacl, o NaCl e água são componentes
(constituinte quimicamente independente do sistema), portanto o sistema possui dois
componentes. Entretanto este mesmo sistema possui três constituintes considerando que
o NaCl ao se dissolver se dissocia em Na+ e Cl. A partir dessas concepções podemos
definir o Grau de liberdades é o número de variáveis intensivas que podem ser
independentemente alteradas sem perturbar o numero de fases em equilíbrio. Ela é
constituídas.
F= C - P+2
Sendo
F= Grau de liberdade
C= Componente
P= número de fase
Para o sistema água+sal obtemos
F= 2-2+2 = 2
Podemos assim concluir que é possível mudar duas variáveis sem perturbar o equilíbrio
das fases.
Já para o sistema água e sacarose, temos que a sacarose e água são componentes
(constituinte quimicamente independente do sistema), portanto o sistema possui dois
componentes e dois constituintes visto que a sacarose é uma molécula orgânica que
sofre solvatação em meio aquoso, no qual as moléculas de água rodeia a molécula de
sacarose. Para tal calculou-se o grau de liberdade do sistema.
F= 2-2+2= 2
Podemos assim concluir que é possível mudar duas variáveis sem perturbar o equilíbrio
das fases.
A partir do experimento realizado podemos perceber que a pressão de vapor de
uma substância, numa dada temperatura, não depende do volume e do formato das fases
líquida e vapor que estão em equilíbrio. A pressão de vapor depende do líquido, neste
caso água+NaCl e água+sacarose. Verifique que ao se aquecer a água a temperatura de
ebulição da água (solvente puro) é aproximadamente igual a 100°C (considerando a
pressão igual a 0,91 atm). Ao aquecermos uma solução aquosa de NaCl, percebe-se que
o ponto de ebulição da água sofre um aumento. A elevação do ponto de ebulição da
água na solução sempre irá produzir efeitos em algumas propriedades físicas de um
solvente, tais como diminuição da pressão de vapor, aumento do ponto de ebulição, etc.
Este efeito conhecido como coligativos, depende exclusivamente da concentração
(quantidade) de partículas que se encontram dispersas num solvente. Assim podemos
dizer em termos submicroscopicos que as partículas do soluto dificultam a “fuga das
moléculas”, tornando mais difícil a passagem do líquido para o estado gasoso, ou seja as
partículas do soluto dificultam a vaporização e diminuem a pressão de vapor.
Imagem x:
Com este experimento podemos analisar também, em termos de concentração visto que
utilizamos diferentes concentrações tanto de sacarose como de cloreto de sódio.
Considerando que um maior número de partículas dispersas diminui com maior
intensidade a liberação de vapores do solvente, entendemos que soluções mais
concentradas apresentam menor pressão de vapor.
Dados obtidos durante a realização do experimento e cálculos realizados
1 Determinação da quantidade de matéria (n) de ar seco aprisionado
Quantificou-se a quantidade de matéria de ar seco presente na amostra, visto
que a mesma continha ar atmosférico antes da imersão no béquer contendo água
deaerada, através da medida de volume de vapor d’água realizada a 4,0ºC e
considerando a Lei das mistura de gases (em uma mistura, um gás se comporta
exatamente como se estivesse no mesmo recipiente sozinho, além da pressão de vapor
d’água como nula a esta temperatura, sendo a pressão exercida pelo volume de ar seco
igual a pressão atmosférica experimental (0,91 atm), considerada.
A partir equação abaixo e dos dados obtidos em laboratório, pode-se então
calcular a quantidade de matéria (n) de ar seco presente na proveta.
nar seco=Par seco.V corrigido
R . T
Onde:
nar seco = quantidade de matéria de ar seco presente.
Par seco = pressão exercida pelo ar seco presente.
Vcorrigido = volume aprisionado corrigido devido a inversão do menisco na
medida.
R = constante universal dos gases (0,0820574 L. atm . K-1 . mol-1).
T = temperatura de 277,15 K (4,0ºC).
5.2 Determinação da Pressão de Ar Seco nas diferentes temperaturas
A quantidade de matéria de ar seco encontrada a partir da equação anterior
pode ser relacionada, a fim de determinar-se a pressão exercida pelo ar seco nas
diferentes temperaturas analisadas, assim como descreve a equação abaixo.
Par seco=nar seco. R .T
V Corrigido
Convertemos as unidades de pressão em milímetros de mercúrio (mmg), para
realizar a plotagem de gráficos com logaritmos, os quais se mantidos em valores de
atmosferas seriam plotados nos eixos negativo.
5.3 Determinação da quantidade de Vapor nas diferentes temperaturas
Partindo do pressuposto de que deva haver um equilíbrio entre as forças
exercidas pela pressão atmosférica e pelo soma da pressão de ar seco e pressão de vapor
d’água (Lei de Dalton de Soma das Pressões Parciais), determinou-se os valores para as
pressões de vapor em diferentes temperaturas analisadas.
Patm = Par seco + Pvapor d’água
Rearranjando a equação tem-se:
Paprisionado = Patm - Par seco
Obs: Corrigiu-se todas as leituras de volume subtraindo 0,2 mL para compensar o
menisco invertido. Este deve ser considerado como o real volume gasoso aprisionado no
topo da proveta.
A partir dos dados obtidos na prática construíram-se as tabelas abaixo dos
sistemas indicados e plotou-se os gráficos. Os valores obtidos foram calculados a partir
da formulas e deduções exposta acima.
Parte 01 – “Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de uma substância pura (água).”
Bruna Lemes
Tabela 2: Água destilada e deaerada.
ɵ / ºC T / K Vapris /mL Vcorr. /mL Par seco / atm Pvap H2O / mmHg Log Pvap T-1 / K-1
1 80 353,15 6,5 6,3 0,521 0,389 -0,410 2,83x 10-3
2 75 348,15 6,4 6,4 0,522 0,388 -0,411 2,87x10-3
3 70 343,15 5,9 5,7 0,558 0,351 -0,455 2,91x10-3
4 65 338,15 5,2 5,0 0,624 0,286 -0,544 2,96x10-3
5 60 333,15 4,5 4,3 0,710 0,200 -0,699 3,0x10-3
6 55 328,15 4,2 4,0 0,749 0,161 -0,793 3,05x10-3
7 50 323,15 4,1 3,9 0,756 0,154 -0,812 3,09x10-3
8 5,0 378,15 3,0 2,8 0,889 0,021 -1,678 3,59x10-3
9 1,2 274,35 2,9 2,7 0,908 0,002 -2,699 3,64x10-3
Com base nestes dados podemos observar a relação exposta pela equação de
Clausius-Clapeyron a medida que ocorre uma diminuição da temperatura, ocorre uma
diminuição de pressão e um aumento no volume de ar aprisionado.
Abaixo segue as tabelas obtidas pela relação água mais cloreto de sódio e água
mais sacarose.
Parte 02 – Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de NaCl.
0,25 M
Tabela 3: Dados obtidos para soluções aquosas de NaCl 0,25 M
ɵ / ºC T / K Vapris /mL Par seco / mmHg
Pvap H2O / mmHg
Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap
180 353,15 7,4 0,49 0,49 -0,31 0,002832 -0,71335
275 348,15 6,3 0,57 0,42 -0,38 0,002872 -0,8675
370 343,15 5,5 0,64 0,35 -0,45 0,002914 -1,04982
465 338,15 5,0 0,70 0,29 -0,053 0,002957 -1,23787
560 333,15 4,7 0,74 0,25 -0,6 0,003002 -1,38629
655 328,15 4,4 0,78 0,21 -0,68 0,003047 -1,56065
750 323,15 4,1 0,82 0,17 -0,77 0,003095 -1,77196
84,5 277,65 3,0 0,99 -0,30 - 0,003602 -
Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de NaCl 0,5 M
Tabela 4: água + NaCl (0,5M)
ɵ / ºC T / K Vapris
/mLPar seco / mmHg
Pvap H2O / mmHg
Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap
180 353,15 6,2 0,509 0,478 -0,321 2,83 10-3 -0,738
275 348,15 5,3 0,587 0,400 -0,398 2,87 10-3 -0,916
370 343,15 4,7 0,653 0,334 -0,476 2,91 10-3 -1,100
465 338,15 4,1 0,737 0,25 -0,602 2,96 10-3 -1,386
560 333,15 3,9 0,764 0,223 -0,651 3,00 10-3 -1,500
655 328,15 3,6 0,815 0,172 -0,764 3,05 10-3 -1,760
750 323,15 3,5 0,825 0,162 -0,791 3,09 10-3 -1,820
85 278,15 2,5 0,994 -0,007 - 3,60 10-3
-
93,4 276,55 2,5 0,987 0 - 3,62 10-3
A partir da relação água mais sal podemos observar a variação da pressão de acordo com a concentração, quanto mais concentrada menor será a pressão, observada pelas pressões obtidas nas concentrações de 0,25M (pressão um pouco maior) e 0,50M (pressão um pouco menor em relação a solução de 0,25M).
Parte 03 – Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 0,25 M
Devido à falta de reagentes esta parte não foi realizada para o sistema 0,25 M.
Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 0,5 M
Tabela 5: água + Sacarose (0,5M)
ɵ / ºC T / K Vapris
/mLPar seco / mmHg
Pvap H2O / mmHg
Log Pvap T-1 / K-1
1
80 353,15 5,7 0,3394 0,5703 -0,5616 2,83 x 10-3
2
75 348,15 5,4 0,3542 0,5558 -0,5873 2,87 x 10-3
3
70 343,15 5,2 0,3637 0,5469 -0,6035 2,91 x 10-3
4
65 338,15 4,1 0,4587 0,4513 -0,7956 2,95 x 10-3
5
60 333,15 4,1 0,4519 0,4581 -0,7807 3,00 x 10-3
6
55 328,15 3,8 0,4822 0,4278 -0,8491 3,04 x 10-3
7
50 323,15 3,1 0,5895 0,3205 -1,1379 3,09 x 10-3
8
5 278,15 2,0 0,8174 0,0926 -2,3795 3,60 x 10-3
9
1,2 274,35 1,8 0,9064 3,6 x 10-3 -5,6268 3,64 x 10-3
Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 1 M
Este experimento foi realizado pelo nosso grupo.
Tabela 6: água + Sacarose (1 M)
ɵ / ºC T / K Vapris
/mLPar seco /
atmPvap vap Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap
180 353,15 4,4 0,566 0,344 -0,463 2,83 10-3 -1,067
275 348,15 4,2 0,600 0,310 -0,508 2,87 10-3
-1,171
370 343,15 3,8 0,657 0,253 -0,596 2,91 10-3
-1,374
465 338,15 3,3 0,752 0,158 -0,801 2,96 10-3
-1,845
560 333,15 3,2 0,766 0,144 -0,841 3,00 10-3
-1,938
655 328,15 3,1 0,780 0,130 -0,886 3,05 10-3
-2,040
750 323,15 3,0 0,796 0,114 -0,943 3,09 10-3
-2,171
84,0 277,15 2,3 0,910 0 0 3,61 10-3
-
A mesma relação foi observada agora .
A partir dos dados nas tabelas, foram plotados os gráficos 1 – pressão de vapor em
função da temperatura e os gráficos 2 – Log da pressão de vapor em função do inverso
da temperatura, ilustrados abaixo.
Gráfico 6
270 280 290 300 310 320 330 340 350 360-0,050,000,050,100,150,200,250,300,350,400,450,500,550,600,650,700,750,800,850,900,95
Pre
ssao
(at
m)
Temperatura (K)
Pressao do ar seco Pressao de Vapor
É possível observar que a pressão de vapor é diretamente proporcional à
temperatura em que se trabalha com a amostra, sendo grande em altas temperaturas e
tendendo a zero em temperaturas baixas.
0,00280 0,00285 0,00290 0,00295 0,00300 0,00305 0,00310-1,0
-0,9
-0,8
-0,7
-0,6
-0,5
-0,4
Log Pressao de vapor Linear Fit of Log Pressao de vapor
Log P
ress
ao d
e v
apor (a
tm)
Temperatura (K-1)
Y = -1986,79. X + 5,1583
R2 = 0,9399
Neste gráfico é abordada a relação entre a entalpia molar de vaporização da
água e da sacarose 1 M onde o valor da entalpia de vaporização corresponde ao
coeficiente angular da reta.
A vaporização é um processo endotérmico (deve ser fornecido calor ao líquido)
para que as moléculas possuam energia suficiente para vencer as forças
intermoleculares. Assim, a entalpia (molar) de vaporização (designada também por
calor latente de vaporização) é a quantidade de calor necessária para a evaporação de
uma mole de líquido a uma dada temperatura (e à correspondente pressão de vapor).
Utilizando a equação de Clausius-Clapeyron, deduzida anteriormente, temos
que:
Log Pvap = __-ΔHvpz_ 1_ + cte 2,303 R T
y = ax + b
Onde:
log Pvap = y
(-ΔHvpz/2,303.R) = a
(1/T) = x
Cte = b
Igualando-se então a entalpia média de vaporização molar ao valor encontrado
para o coeficiente angular, pode-se obter o valor médio da entalpia de vaporização
molar da água, como exemplificado abaixo.
Equação da reta:
Y= -1986,8 x + 5,1584
_-ΔHvpz__ = - 1986,8 2,303 R
Rearranjando-se a igualdade, tem-se que:
-ΔHvpz = - 1986,8 . 2,303 . 8,314472 J. K-1 . mol-1
-ΔHvpz = - 38043,82 J . mol-1
ΔHvpz = 38,04 kJ . mol-1
Através do valor da entalpia média de vaporização molar, pode-se calcular
também o valor da entropia média de vaporização molar, considerando-se que a
temperatura de vaporização da água é de 100ºC (373,15 K).
ΔSvpz = _ΔHvpz
Tvpz
Assim, substituindo-se os valores, temos que a entropia média de vaporização molar é:
ΔSvpz = 38043,82 J . mol-1 / 353,15 K
ΔSvpz = 107,72 J . K-1 . mol-1
A entropia do gás reflete a ordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete
a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o
líquido evaporar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente,
ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é
diminuida. Assim o ponto de ebulição é aumentado. Ao aquecermos parte deste calor
será absorvido pelo soluto, assim é necessária maior quantidade de energia para atingir a
entropia que o solvente precisa para mudar de estado, pois parte da energia está
aumentando a entropia do soluto e não somente a do solvente. A partir do valor de “a”
achamos o ΔvapH. (ΔvapH=38,04 KJ/mol ) comparando com o ΔvapH°= 40,7 KJ/mol.
Podemos observar que na solução de sacarose a entalpia de vaporização foi menor.
Calculou-se a entropia ΔvapS= 107, 72 J.K-1.mol -1.Comparando com o ΔvapS°= 109,1 J.K-
1.mol -1.Podendo observar uma diminuição.
Plotou-se um gráfico contendo todos os dados obtidos experimentalmente.
Segue em anexo 1.
2,83x 10-3 2,87x10-3 2,91x10-3 2,96x10-3 3,0x10-3 3,05x10-3 3,09x10-3-1,2
-1,1
-1,0
-0,9
-0,8
-0,7
-0,6
-0,5
-0,4
-0,3
Pre
ssao
(lo
gPva
p)
Temperatura (K-1)
agua pura NaCl 0,25 M NaCl 0,5 M Sacarose 0,5 M sacarose 1 M
Sacarose
NaCl
Agua Pura
Gráfico 4: Temperatura x Pressão
É possível observar a partir do gráfico que compostos moleculares diminui a pressão de
vapor enquanto que compostos iônicos aumenta a pressão de vapor. Lei de Raoult
estabelece a relação entre o n° de partículas não voláteis e o abaixamento da pressão
máxima de vapor.
∆ P=X 1P2
Esta relações matemática é válidas para soluções moleculares em que o numero de
partículas presentes na solução (moléculas) é igual ao numero de partículas dissolvidas
(moléculas). Nas soluções iônicas porém, devido ao fenômeno da dissociação ou
ionização o número de partículas presente na solução (moléculas e íons) é maior do que
o número de partículas dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito coligativo.
Osmose: um processo importante para a vida!
Inicialmente mergulharam-se os ovos em um béquer contendo água a fim de medir o
volume deslocado pelo ovo. Os volumes obtidos estão relacionados na tabela abaixo:
Tabela 2: Volume dos ovos.
Ovo Volume do ovo
1 48,9 ml
2 57,0 ml
3 55,9 ml
Após a medida do volume retirou-se os ovos do béquer contendo água e mergulhou-
se em uma solução de acido acético 4% por um dia, pôde-se observar que a casca do
ovo havia sido degrada, obtendo se uma espécie de ovo transparente, que estava sendo
“sustentado” por uma membrana fina.
A casca do ovo é composta de carbonato de cálcio (CaCO3) aproximadamente 96
%; MgCO3 aproximadamente, 1 %; Ca3PO4 aproximadamente e proteínas,
principalmente glicoproteínas aproximadamente 4 %. O carbonato de cálcio reage em
meio ácido (ácido acético CH3COOH), liberando gás carbônico (CO2), água (H2O) e
acetato de cálcio (Ca[CH3COO]2 ) que fica na superfície da membrana.
CaCO3 (s) + 2 CH3COOH (aq) → Ca(CH3COO)2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Podemos perceber inicialmente que ocorreu reação devido à formação de pequenas
bolhas (CO2) na superfície da casca do ovo. Um fenômeno físico observado no início do
experimento que é a flutuação do ovo com casca, associada à formação de uma camada
de bolhas na superfície. Ocorre que a densidade do conjunto ovo/camada de bolhas é
menor que a densidade do ovo somente. A este fenômeno dá-se o nome de empuxo.
Que segundo Arquimedes,
“Todo corpo sólido mergulhado num fluido em equilíbrio recebe uma força de
direção vertical e sentido de baixo para cima de intensidade igual ao peso do líquido
deslocado.”
Assim a intensidade do empuxo será dada por:
E = P = m.g
dl = ml/Vl, densidade de um líquido.
E = dl.Vl.g
Lavou-se com água os ovos a fim de retirar o CaCO3 ainda presente. Após a
lavagem mergulhou-se os ovos em 3 sistemas diferentes (expostos anteriormente) e
obteve-se os seguintes dados:
Tabela 2: Dimensões do ovo
Ovo Diâmetro Antes Diâmetro Depois
1 14,5 cm 15,2 cm
2 14,3 cm 12,3 cm
3 14,1 cm 16,1 cm
Com a dissolução da casca, o ovo fica envolvido por uma membrana
semipermeável que permite a passagem de água do meio menos concentrado
(hipotônico) para o mais concentrado (hipertônico), fenômeno conhecido como osmose.
Imagem 2: Processo de osmose
Após algum tempo as soluções passam a apresentar as mesmas concentrações.
Nesse momento não há mais osmose, ou pode-se dizer que as duas soluções apresentam
a mesma pressão osmótica (as soluções são isotônicas entre si).
No experimento, essa passagem de água é verificada pela variação do volume do
ovo (medida pela circunferência). No caso do ovo 1, o interior do ovo possui maior
concentração de solutos, (meio hipertônico) e por isso, a água difundiu para o seu
interior.
No ovo 2, a solução saturada de açúcar (meio hipertônico) possui uma
concentração maior que o interior do ovo (meio hipotônico), assim, este perde água
para o meio, ficando murcho, o que resulta no aspecto flácido da membrana do ovo.
No ovo 3 ocorre o processo de difusão a solução água mais corante proporciona
uma diluição coloidal do corante, este quando em contato com o ovo se difundi para o
interior do ovo, sendo possível observar a coloração vermelha no interior do ovo. A
difusão acontece a favor do gradiente de concentração, ou seja, de uma região muito
concentrada de alguma molécula para uma pouco concentrada e esse transporte não
envolve gasto de energia. A difusão de íons e moléculas através de orifícios de
membranas ou através de um outro corpo poroso denomina-se osmose.
Construção do Osmômetro
O osmômetro é um instrumento usado para mostrar o efeito da osmose e
a pressão osmótica. Construiu-se o osmômetro utilizando a membrana semipermeável
retirada do ovo 4, para a construção do mesmo utilizou-se uma bureta de 50 mL, mediu-
se aproximadamente 15 mL de sacarose 1M e verteu-se na bureta, fixou-se a membrana
na extremidade superior da bureta presa com o auxilio de uma fita isolante e lentamente
inverteu-se a mesma. Em um béquer de 1L preencheu-se com 700 mL água destilada e
mergulhou-se a bureta invertida. Deixou-se o sistema em repouso por 1 dia e mediu-se
os valores expressos abaixo:
Tabela 3: Variação osmótica
Tempo (h) Altura (cm) Volume (mL)
00:00:00 0,3 2,1
00:05:00 0,9 3,0
00:10:00 1,3 3,5
00:15:00 1,8 4,1
00:20:00 2,4 4,6
00:30:00 3,5 5,8
00:40:00 4,2 6,5
00:50:00 5,0 7,4
02:11:30 7,5 9,8
Foram feitas dez medidas de altura do liquido na bureta, em que, a cada medida
o liquido subiu por causa da osmose, onde a água pura (solvente), atravessa a membrana
semipermeável para o meio mais concentrado da solução de sacarose 1 mol/L, e isso
causa uma pressão, a pressão osmótica. A pressão é a medida da intensidade com que
uma solução absorve o solvente de uma outra solução menos concentrada. Na verdade,
quanto maior é a diferença de concentração entre as duas soluções, maior será a pressão
osmótica. Soluções mais concentradas apresentam maior pressão osmótica
Com os valores obtidos calculou-se a pressão osmótica obtida no sistema durante a
prática. Para tal cálculo utilizou-se a seguinte fórmula:
A altura total foi medida a partir da altura alcançada no líquido contido fora do béquer
mais a altura que se encontrava no liquido contido dentro do béquer.
Altura: 7,5 + 4,0 cm = 11,5 cm.
O potencial químico do solvente (µ1) numa solução ideal expressa-se pela equação:
µ1 = µ 1 + RTlnx1,
em que x1 é a fração molar do solvente na solução e µ1 é o potencial químico do
solvente puro (x1 = 1).
Nota-se, portanto, que o potencial químico do solvente puro será sempre maior que o
potencial químico do solvente na solução, nas mesmas condições de pressão e
temperatura, pois, na solução, x1 será sempre menor que a unidade. Como a membrana
de separação entre o solvente puro e a solução é semipermeável ao solvente e como a
lei natural determina ter o menor valor possível de potencial químico, o solvente
migrará espontaneamente para a solução, diluindo-a e aumentando seu volume. Esta
migração do solvente é o que constitui o efeito osmótico. A diluição, que fará o
potencial químico do solvente na solução cada vez maior, e o eventual aumento da
pressão sobre a solução, que também fará crescer o potencial do solvente na solução,
pode levar, ao final, µ1 tornar-se igual a µ 1o. Este é o caminho espontâneo para que o
sistema atinja o estado de equilíbrio, quando a solução estará mais diluída e em pressão
maior que a do solvente puro e ambos na mesma temperatura. Sabendo que o potencial
químico de qualquer sistema aumenta com a pressão, podemos observar de acordo com
a equação de vant hoff.
Para calcular o número de mols se fez necessário utilizar a seguinte fórmula de Van’t
Hoff. A equação de van’t hoff estabelece o equilíbrio da igualdade de potenciais
químicos da água em ambos os lados da membrana em qualquer profundidade. Esta
igualdade é devido a pressão existente entre os dois lados. Considerando a profundidade
h, a pressão p, logo p+π. Seu µ (T,P +π, X) é o potencial químico do solvente na
solução, sob a pressão p+π e µº (t,p) é o do solvente puro sob a pressão p, então pelo
equilíbrio, tem-se
µ (T,P +π, X)= µº (t,p)
A partir da equação fundamental, sendo T constante, chegamos em d µº=Vm°dp,
Integrando obtemos,
Considerando, por se tratar de uma solução diluída, ln(1–xA) = –xB, vem, para uma
solução ideal, que a pressão osmótica, π, se relaciona com a fracção molar do soluto
pela equação abaixo. Como, com soluções diluídas, fica xB ≅ nB/nA e V = nA Vm;
além disso, a concentração molar do soluto é: cB = nB/V ⇔ nB = cB V; substituindo
na equação (equação de van’t Hoff), obtém-se a pressão osmótica em função da
concentração do soluto. Van’t Hoff verificou a existência de uma notável analogia entre
a pressão dos gases e a pressão osmótica das soluções diluídas. Observou-se incrível
semelhança com as leis dos gases de Boyle e de Charles:
“A pressão osmótica de uma solução é igual à pressão que o soluto exerceria no estado
gasoso, ocupando o mesmo volume da solução, na mesma temperatura.”
Podemos, portanto, aplicar a equação dos gases perfeitos:
π .V =n . R .T
em que:
π = pressão osmótica
V = volume da solução
n = quantidade em mols do soluto
R = constante dos gases perfeitos
T = temperatura absoluta
Sabe –se que nV
é igual a concentração que neste caso é a molaridade (M). Logo,
π = RT M
logo,
π = 24,44 atm
0 10 20 30 40 50
0
1
2
3
4
5
Altu
ra (cm
)
Tempo (min)
Altura
Gráfico 4: Processo de osmose
Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?
Nesta prática estudaremos o conceito de crioscopia que é a propriedade
coligativa que estuda o abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido,
provocado pela presença de um soluto não volátil. Esse abaixamento é diretamente
proporcional a molalidade da solução. A molalidade é a relação entre a quantidade de
matéria do soluto pela massa do solvente em quilogramas, usamos a molalidade por ser
independente da temperatura, sendo a massa uma propriedade de estado. Utilizou-se o
sistema adiabático, ou seja, isolado de quaisquer trocas de calor ou matéria com um
meio externo. Para a construção do sistema isolado utilizou-se o isopor visto que ele age
como isolante térmico devido a presença de bolhas de ar no seu interior. O béquer
pequeno foi colocado dentro de um béquer maior pois entre ambos contem ar que
diminui a troca de calor por condução ( modo pelo qual o calor é transferido através de
um meio material, de uma molécula ou átomo, para sua vizinha). Nesta prática
utilizamos gelo picado mais ácido acético, ao adicionarmos o acido acético ao gelo
picado ocorre a dissociação do ácido, conforme demostrado na reação abaixo,
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
O acido acético ao ser adicionado no gelo diminui o ponto de congelamento da
água. Esse fenômeno é conhecido como crioscopia, o abaixamento do ponto de
congelamento do solvente, é um dos fenômenos das Propriedades Coligativas de uma
solução, cuja dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza.
Ao adicionarmos o ácido clorídrico no gelo ocorre a dissociação do ácido, como pode-
se observar pela reação,
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
Realizamos este experimento para as concentrações de 0,250 e 0,500 mol/kg.
Podemos observar a partir deste experimento que o ácido clorídrico por ser um ácido
forte consideramos que ele dissocia-se completamente quando em solução aquosa, e
portanto diminui ainda mais o ponto de congelamento em comparação com o ácido
acético. Quando comparamos a soluções em termos de molalidade do HCl e do
CH3COOH (0,250 e 0,500 mol/kg) quanto maior a concentração (molalidade) do soluto,
maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente e menor a
temperatura de congelamento do mesmo.
A partir dos experimentos chegou-se aos seguintes resultados, como descritos
nas tabelas. Os valores descritos abaixo correspondem à medida da temperatura no
equilíbrio térmico na mistura padrão (água pura + gelo) e suas respectivas soluções de
ácido clorídrico e ácido acético, variando-se as concentrações de ácido em 0,250, 0500
mol/kg em ambos os casos.
Sistema A ( Água Pura) = 1,6 K
Sistema D (0,250 mol/Kg de HÁc) = 1,3 K
O valor obtido a partir da alíquota de 5,0 mL pipetadas das soluções após
atingirem o equilíbrio térmico será utilizada na determinação da molalidade efetiva e
molalidade total das soluções iniciais.
Determinação da constante crioscópica da água (Kc) das soluções
Mediu-se a constante crioscopica da água apartir da equação da constante
crioscópica dos solventes e dos dados obtidos
K c=R T f
¿ 2 M A
∆ H f¿
Kc = 8,3145 (J . K-1. mol-1) . (273,15 K)² . (1,8x10-3 kg/mol) / 6,008x103 J
Kc = 1,86 K. kg/mol
Determinação da molalidade efetiva (mef) das soluções.
A partir das variações de temperatura observadas converteu-as em escala
Kelvin (K) e utilizando a constante crioscópica da água obtém-se o valor da molalidade
efetiva
ΔTf = Kc . mef
mef = 0,215 mol.kg-1
Determinação da molalidade total (mT) das soluções.
Titulou-se com uma solução padrão de NaOH 0,1 M, no qual obteve-se o
número de mols das alíquotas pipetadas das soluções ácidas em equilíbrio térmico
substituindo-se o valor de molaridade padrão (0,1 M) , a partir da relação abaixo
M = n/V
Utilizando-se do número de mols das alíquotas encontrados anteriormente,
fez-se uso também dos valores de massa (média dos valores m1 e m2) da alíquotas para a
determinação da molalidade total (W) das mesmas.
W = n/m
Como a mesma ocorreu diluição calculou-se:
W1. V1 = W2.V2
W= 0,178 mol/Kg
Determinação do grau de dissociação das soluções.
Calculou-se o grau de dissociação das mesmas, a partir dos dados obtidos
anteriormente,
α=mef −mT
mT
α = 0,20
α = 20,78 % de dissociação do ácido acético.
Os valores dos graus de dissociação indicam o quanto se dissociou dos
eletrólitos, onde a tendência é que as soluções de ácido clorídrico tenham valores de α
maiores que as soluções do ácido acético, visto que o ácido clorídrico é um eletrólito
mais forte que o ácido acético.
Determinação da constante de equilíbrio (Keq) para os processos.
Calculou-se a partir valores obtidos, o valor da constante de equilíbrio das
reações, através da equação abaixo, os valores obtidos foram expressos na tabela
abaixo:
K eq=α 2mT
2
mT−α mT
Keq = 0,05
Observação do abaixamento crioscopico:
Abaixamento crioscópico experimental:
Temperatura de equilíbrio do solvente puro: 1,6
Temperatura de equilíbrio da Primeira solução: 1,3
Temperatura de equilíbrio da Segunda solução: 1,4
ΔTC = 0,3 C°
ΔTC = 0,4 C°
Abaixamento crioscópico teórico:
ΔTC = Kc.msoluto
ΔTC = 1,86 K.Kg/ mol. 0,178 molal
ΔTC = 0,33 Cº
Dedução de fórmula do abaixamento crioscópico através da equação do
potencial químico
(μ)(T,p,x) = μsólido(T,p)
(μº)(T,p) + RT ln x = μsólido(T,p)
(ln) x = - μº(T,p) – μsólido(T,p)RT
(ln) x = - ΔGfus
RT
1 = - 1 [б ( Δ G fus/T) ]p (б T ) X R бT (бx)p
1 = ΔHfus (бT)X RT2 (бx)p
⌠x dx = ⌠T ΔHfus dT ⌡1 x ⌡To RT2
(ln)x = - ΔHfus (1 – 1) R (T T0)
1 = 1 – R ln xT T0 ΔHfus
(d ln x) = - M dm 1 + Mm
(dT) = RT 2 d ln xΔHfus
(dT) = - MRT 2 . DM ΔH fus (1+Mm)
- (∂ θ f) = MRT 2 0 = Kf (∂m)p,m = 0 ΔHfus- (∂ θ f) = Kf(∂m)p,m = 0
Θf = Kf . m
ΔTf = Kf . mef
Conclusão
Conclusão do experimento “ Crioscopia ”:
A partir das medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do
abaixamento crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado: Maior será a
variação da temperatura de fusão da solução quanto maior for a temperatura de fusão e
menor for a entalpia de fusão do soluto. Cabe ressaltar que no dia estava muito quente
não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que pode ter provocado
erros nas medidas, mas como no experimento era observada água liquida e gelo até a
temperatura de equilíbrio, então tínhamos um equilíbrio sólido-liquido, e a partir dos
cálculos, o abaixamento Crioscópico experimental foi de ΔTC = 0,3 Kelvin e o
abaixamento Crioscópico teórico com a molalidade do ácido acético foi de ΔTC = 0,33
Kelvin.
Conclusão
Conclusão do experimento “ Crioscopia ”:
A partir das medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do
abaixamento crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado: Maior será a
variação da temperatura de fusão da solução quanto maior for a temperatura de fusão e
menor for a entalpia de fusão do soluto. Cabe ressaltar que no dia estava muito quente
não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que pode ter provocado
erros nas medidas, notado este erro no grau de dissociação e na constante equilíbrio
devido a alta molalidade efetiva, ocasionada pela falta de calor crioscópica.
Conclusão do experimento “ Equilíbrio liquido-líquido ( Osmose) ”
No experimento de osmose, em que utilizou materiais de baixo custo pode ser
observado o equilíbrio liquido-liquido, através de uma membrana com permeabilidade
seletiva. No fenômeno da osmose observou-se que o solvente atravessa uma membrana
semipermeável de um meio mais diluído para um meio mais concentrado, sendo
observado a partir do processo utilizando água e água + sacarose saturada. A construção
do osmômetro demonstrou relação estabelecida entre osmose, tempo e concentração,
visto que a medida que o tempo passou este foi aumentando seu volume. Com base nos
dados obtidos e os pesquisados na literatura pode se concluir em termos de
concentração que uma solução de 1M o processo de osmose foi mais rápido de que em
concentrações menores como realizadas pelos outros grupos (0,1M e 0,5M).
Conclusão do experimento “ Tonometria ”
No experimento de estudo do equilíbrio liquido –vapor para água pura e soluções
aquosas podemos concluir que quando um soluto molecular é dissolvido em água
observa-se que a temperatura de ebulição da solução formada é superior comparado
com a água pura, no caso deste experimento o solvente molecular foi a sacarose (quanto
maior a concentração desta solução maior será o ponto de ebulição da solução).
Ocorrendo um efeito contrário no caso de se dissolver um composto iônico, no caso
deste experimento utilizamos o cloreto de sódio, observou que a temperatura de
ebulição da solução foi menor comparado com a água pura, e que quanto maior a
concentração do soluto menor a temperatura de ebulição da solução. A partir das
medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do abaixamento
crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado. Cabe ressaltar que no dia
estava muito quente não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que
pode ter provocado erros nas medidas, notado este erro no grau de dissociação e na
constante equilíbrio devido a alta molalidade efetiva, ocasionada pela falta de calor
crioscópica.
Proposta para o trabalho de ensino
A proposta aborda a metodologia de trabalho de um experimento, de modo a propiciar
condições favoráveis à aprendizagem significativa, no referencial de Ausubel. Podemos
abordar um dos conceitos de propriedades coligativas a partir deste experimento.
O aluno poderá com este experimento verificar como efetuar o abaixamento da
temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela dissolução de outra
substância, no caso o sal de cozinha (NaCl). Com isso ele poderá ao final da aula
compreender melhor o conteúdo proposto.
Essa aula deverá ter em média duração de 50 minutos. Para que o professor possa
aplicar essa aula ele deve antes trabalhar com o conceito de soluções, que é o
conhecimento prévio capaz de ancorar o novo conteúdo.
Serão abordadas as seguintes questões prévias:
1. Sabe-se que para a fabricação de sorvetes, o tambor que contem o sorvete a ser
fabricado gira dentro de uma solução saturada de sal em água, que permanece no estado
líquido estando a uma temperatura em torno de -20° C. Posto isto se pergunta: Água
pura e água com sal solidificam à mesma temperatura? Justifique.
Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que não, pois a água pura se
solidifica mais rápido do que a água misturada com o sal.
2. Por que nas regiões polares existe água líquida se a temperatura é negativa?
Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que é porque a água existente
no estado líquido contém sal (água do mar). O gelo existente nas regiões polares é
formado com água trazida pelas correntes de ar provenientes das regiões quentes e,
portanto não têm sal.
3. Por que em países de clima frio a água não congela nos radiadores dos carros?
Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que é porque no radiador é
utilizado uma mistura de água e um anticongelante (etilenoglicol). Não se utiliza sal,
pois o mesmo poderia reagir com os metais do motor e radiador.
Com as respostas dadas pelos alunos podemos direcionar a aula de maneira que eles
aprendam com suas dúvidas. Sem fazer nenhuma intervenção nas respostas dadas por
eles, seguimos para o experimento para que eles possam observar e correlacionar suas
respostas com as experiências vividas na prática. E então daremos início ao experimento
que será realizado a partir da divisão dos alunos em grupos de três a quatro alunos,
completando quantos grupos forem necessários para a completa diviso da turma.
Cada grupo receberá um roteiro contendo apenas informações básicas sobre o
experimento, para que ele possa através dos materiais e de uma pequena introdução
contendo o objetivo da prática construir um procedimento que seja eficiente para
alcançar esse objetivo.
Roteiro
Efeito Crioscópico
Objetivo:
• Verificar o abaixamento do ponto de solidificação da água quando em solução.
• Comparar a temperatura de solidificação da água com a temperatura de solidificação
da solução (água + NaCl).
Materiais e reagentes
• 2 tubos de ensaio;
• 1 béquer de 250m
• sal (de preferência grosso);
• gelo;
• 2 termômetros.
Procedimento
• Identifique dois tubos de ensaio.
• No primeiro coloque 3 mL de água, no segundo coloque 3 mL de solução saturada de sal.
• Prepare um banho de gelo no béquer, com pedaços de gelo e sal na proporção aproximada de 4:1.
Introduza os 2 tubos de ensaio neste banho, de forma que o conteúdo dos tubos fique submerso.
• Introduza os dois termômetros nos respectivos tubos de ensaio e deixe em repouso por cerca de 5 minutos e observe.
O que acontece no interior do sistema? O que é possível concluir com sua observação? Tome nota da temperatura.
• Retorne ao banho e observe a cada 5 minutos.
Tente explicar os fatos observados de tempo em tempo, dentro do sistema, sob o ponto de vista físico-químico.
• Repita a observação até que possa ser observada a ordem de congelamento da água nos dois tubos.
Foi possível observar novas mudanças no sistema? Quais? Explique.
O que foi possível concluir a partir do experimento realizado?
Espera-se que os alunos discutam entre si com algumas pequenas intervenções do
professor, englobando os seguintes aspectos:
No tubo que contém só a água pura ocorre o congelamento da mesma em torno de 0°C.
Entretanto no tubo que contém solução saturada de sal em água ,o congelamento
demora mais para ocorrer e ocorre a uma temperatura mais baixa. Isto se dá porque o
soluto dissolvido na água provoca o abaixamento do ponto de congelamento da água.
Ao se formar uma solução líquida, a tendência do solvente ficar no estado líquido
aumenta. O líquido passa a ter menor tendência a passar para os estados gasoso e sólido.
Isto ocorre porque ao se formar uma solução há um aumento de entropia (° S), o que faz
com que o sistema (solução) seja mais estável que o líquido puro (menor energia de
Gibbs - °G, pois °G = °H - T° S). Por isto que a temperatura de congelamento do
solvente diminui; em outras palavras, é necessário baixar mais a temperatura para
conseguir que o solvente passe de líquido para sólido.