1. Retire 50 mL da solução do interior do calorímetro e deixe esfriar até a temperatura inicial (ambiente). Descarte o restante da solução do calorímetro e lave-o cuidadosamente.
2. Devolva os 50 mL de solução para o calorímetro. Leia a temperatura de um em um minuto e anote a temperatura de equilíbrio.
3. Adicione 50 mL de água destilada à solução contida no calorímetro. A temperatura deve ser igual à da solução do interior do calorímetro.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Utilize as equações (1) a (4) e os valores de temperaturas obtidos na parte A para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico. A densidade e o calor específico da água a ~80 °C são, respectivamente,
0,971 g/cm3 e ~1 cal/g°C.
2. Com os valores de temperatura obtidos na parte B e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor de neutralização (em J/mol) a partir da relação: ∆H = -Ccal∆Tcal/n, onde n é o número de mols
neutralizados.
3. Com os valores de temperatura obtidos na parte C e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de dissolução do sal (NaNO3 ou KNO3).
4. Com os valores de temperatura obtidos na parte D e a capacidade calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de diluição do sal.
5. Compare seus resultados com os da literatura. 6. Calcule o erro relativo em cada caso e discuta.
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Se a quantidade de massa de cada composto fosse reduzida à metade, o calor de dissolução também seria reduzido à metade?
2. Explique o que aconteceria, em relação ao calor de dissolução, se a quantidade de solvente fosse o dobro da que foi usada no experimento. 3. Os valores obtidos são satisfatórios?
4. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.
B
IBLIOGRAFIA1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
PRÁTICA N° 6:
DETERMINAÇÃO DE FUNÇÕES TERMODINÂMICAS PELA SOLUBILIDADE DE UM SAL
O
BJETIVOCalcular várias funções termodinâmicas (∆H, ∆S e ∆G) a partir de um simples processo de dissolução.
I
NTRODUÇÃOPara o processo de dissolução:
KNO3 (s) + H2O( ℓ ) ⇌ K(aq)+ + KNO3(aq)- (1)
a constante de equilíbrio tem a forma:
K = [K+][NO3-] = s×s = s2 , (2)
onde s é a solubilidade do sal (em mol por litro). Considera-se que o sistema se encontra em equilíbrio quando o sólido está em contato com a solução saturada, ou seja, justamente quando os primeiros cristais são formados.
A solubilidade do composto será medida para seis ou sete temperaturas,
em um intervalo de 40 – 60oC. Estes valores serão, então, usados para calcular
as variáveis termodinâmicas, utilizando as equações:
Δ G0 = −RT ln K (3) Δ G0 = Δ H0 − T Δ S0 (4) ln K = −Δ H 0 RT + Δ S0 R . (5)
Existem duas hipóteses simplificadoras neste tratamento: (i) as atividades dos íons e a força iônica não são consideradas; (ii) as temperaturas nas quais os cristais se tornam visíveis é, provavelmente, menor que a de equilíbrio.
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES01 Proveta de 25 mL + Pipetas de 1 e 10 mL; 05 Tubos de ensaio + Agitador de vidro; 01 Banho Maria;
02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).
P
ROCEDIMENTO1. Pese 10 g de nitrato de potássio (KNO3) e transfira para um tubo de
ensaio.
2. Adicione 10 mL de água destilada e aqueça o tubo em um banho de água, agitando até a completa dissolução do sal.
3. Determine e registre o volume da solução de nitrato. Isto pode ser feito enchendo outro tubo de ensaio, igual ao anterior, com água, até o volume em ambos os tubos se tornarem iguais. Meça o volume da água do segundo tubo com uma proveta.
4. Insira um termômetro na solução. Remova o tubo com a solução do banho de água e deixe-o esfriar, agitando suavemente a solução. Registre a temperatura de aparecimento dos primeiros cristais. Supõe-se que nesta temperatura o sistema se encontra em equilíbrio e é possível calcular a concentração dos íons.
5. Adicione 2 mL de água à solução e aqueça a mistura até a completa dissolução. Determine o volume da solução como antes e anote.
6. Resfrie e registre a temperatura de aparecimento dos primeiros cristais. 7. Repita o ciclo mais 4 vezes, adicionando sempre 2 mL de água.
Obs.: Alternativamente, pode-se trabalhar com 10 g de nitrato de sódio
(NaNO3) em 7 mL de água, adicionando-se 1 mL para cada ponto.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Calcule K a partir da equação (2) e ∆G° a partir da equação (3), para cada
temperatura.
2. Utilizando a equação (5), faça um gráfico de ln(K) × 1/T e determine ∆H°
para o processo, a partir da inclinação da reta.
3. Utilizando a equação (4), com os valores de ∆G° e ∆H°, calcule ∆S° para
cada temperatura.
4. Compare seus resultados com os da literatura e comente.
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.
B
IBLIOGRAFIAPRÁTICA N° 7:
DETERMINAÇÃO DA ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL
O
BJETIVOCalcular a variação de entropia para um processo irreversível.
I
NTRODUÇÃOA variação da entropia é definida por dS ≥ dqrev
T , (1)
em que a igualdade vale para processos reversíveis e a desigualdade para processos irreversíveis. Para uma transformação finita, a variação de entropia é dada pela integral:
Δ S =
∫
1 2 dq
rev
T , (2)
que é a soma das variações de entropia para cada uma das etapas infinitesimais que compõem o processo irreversível. Sob pressão constante, o calor desenvolvido em cada etapa infinitesimal é:
dqrev = CpdT , (3)
onde dqrev é o calor trocado sob pressão constante, dT a variação de temperatura
e Cp a capacidade calorífica a pressão constante. Substituindo (3) em (2) tem-se:
Δ S =
∫
1 2 C pdT T = Cpln(
T2 T1)
, (4)que fornece a variação da entropia do processo.
O processo em estudo é a mistura de duas amostras de água a diferentes temperaturas em um calorímetro adiabático: em uma etapa procede-se o resfriamento de uma amostra de água quente, com aquecimento do conjunto calorimétrico; em uma segunda etapa promove-se o aquecimento de uma amostra de água fria, com resfriamento do conjunto calorimétrico. O calor absorvido ou cedido pelo calorímetro é dado por:
qcal = C ΔT , (5)
onde C é a capacidade calorífica do sistema calorimétrico (equivalente d’água do calorímetro) e ΔT é a variação de temperatura. Devido à Primeira Lei:
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES02 Béqueres de 200 mL; 02 Provetas de 50 mL; 02 Provetas de 100 mL;
01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); 01 Frasco de Dewar (Garrafa Térmica/Calorímetro) de 500 mL; 02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).
P
ROCEDIMENTOPARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO
1. Meça com uma proveta 100 mL de água destilada e a transfira para o calorímetro. Com um termômetro leia a temperatura da água no calorímetro a cada minuto até que esta estabilize.
2. Em um béquer de 200 mL aqueça ~100 mL de água destilada a ~90 °C. Encha uma proveta de 50 mL com a água quente e, em seguida, devolva-a para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a temperatura da água na proveta atinja ~80 °C. Anote a temperatura e, em seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.
3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a temperatura do sistema (calorímetro+água quente) a cada minuto até que esta estabilize.
PARTE B: COLETADE DADOS
1. Esvazie o calorímetro. Novamente, meça com uma proveta 100 mL de água destilada e a transfira para o calorímetro. Com um termômetro leia a temperatura da água no calorímetro a cada minuto até que esta estabilize. 2. Em um béquer de 200 mL resfrie ~100 mL de água destilada a ~0 °C.
Encha uma proveta de 50 mL com a água gelada e, em seguida, devolva-a para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a temperatura da água na proveta atinja ~5 °C. Anote a temperatura e, em seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.
3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a temperatura do sistema (calorímetro+água gelada) a cada minuto até que esta estabilize.
T
RATAMENTO DED
ADOS1. Procure no manual de constantes físicas e químicas a densidade e o calor específico da água a pressão constante na temperatura em que você trabalhou. A partir destes dados e da utilização da equação (6), determine a capacidade calorífica do calorímetro.
2. A partir da equação (4), encontre ∆S para o aquecimento da água fria, para o resfriamento da água quente e o ∆S total para o conjunto calorimétrico nas etapas de calibração e de coleta de dados (partes A e B do procedimento). Apresente seus resultados em unidades SI.
Q
UESTÕES PARA OR
ELATÓRIO1. Os processos de mistura (partes A e B) são espontâneos? Justifique. 2. Os valores obtidos são satisfatórios?
3. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos.
B
IBLIOGRAFIA1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
PRÁTICA N° 8:
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR FOTOCOLORIMETRIA
O
BJETIVOCalcular a constante de equilíbrio de uma reação em solução através da técnica de fotocolorimetria.
I
NTRODUÇÃOUm método espectrofotométrico de análise envolve a interação da radiação eletromagnética com a matéria. As regiões mais comuns do espectro eletromagnético usadas para a análise de substâncias químicas são a ultravioleta (UV), a infravermelha (IV) e a visível, esta última cobrindo um intervalo de comprimento de onda entre 400 a 700 nm.
Quando um feixe de radiação monocromática atinge um corpo, esta pode ser refletida, espalhada, absorvida ou transmitida sem sofrer alteração. A absorção depende da natureza do meio, do percurso óptico, do comprimento de onda dos fótons incidentes e da concentração dos compostos absorventes. A fração de energia radiante transmitida através da solução é a transmitância (T), e é calculada a partir da razão entre a energia radiante transmitida (It) e a
incidente (I0):
T = It
I0 . (1)
A transmitância (T) relaciona-se com a absorbância (A), que segue a lei de Lambert-Beer (em uma faixa de concentrações):
−log T = A = εb c (1 ≥ T ≥ 0 ⇒ 0 ≤ A < ∞) , (2)
onde ε é a absortividade, b é o percurso ótico e c é a concentração da solução.
Como a absorção molar é uma função do comprimento de onda da radiação incidente, a transmitância e a absorbância são grandezas que variam com o comprimento de onda, sendo geralmente estudadas no comprimento de onda de maior absorbância. Para determinar tal comprimento de onda, obtém-se o espectro (absorbância versus comprimento de onda) e observa-se em que comprimento de onda a absorbância é maior.
A magnitude de uma constante de equilíbrio K expressa a posição de equilíbrio para um sistema químico. Para a reação:
a A + b B ⇌ c C + d D , (3)
a expressão da ação das massas:
é aproximadamente igual a constante de equilíbrio K quando um equilíbrio dinâmico se estabelecer entre reagentes e produtos (a igualdade é obtida trabalhando-se com atividades no lugar de concentrações molares).
Neste experimento, determina-se K para um sistema químico no qual todas as espécies químicas são solúveis. O sistema químico envolve o equilíbrio entre o íon férrico Fe3+, o íon tiocianato SCN– e o íon FeNCS2+:
Fe3+· 6 H 2O(aq) + SCN( aq) - ⇌ FeNCS2+· 5H2O(aq) + H2O(ℓ ) , (5) para o qual: K = [FeNCS 2+· 5H 2O] [Fe3+· 6 H2O][SCN-] , (6) com: [Fe3+] eq = [ Fe 3+] in−[FeNCS 2+] eq e: (7) [SCN-]eq = [SCN-]in−[FeNCS2+]eq . (8)
M
ATERIAIS: E
QUIPAMENTOS& R
EAGENTES07 Erlenmeyers de 50 mL (ou outros frascos); 01 Bureta de 50 mL + Pipetas de 5, 2 e 1 mL;
HCl 3,0 mol/L + NaOH 1,0 mol/L (300 mL) + Fenolftaleína;
Acetato de Etila (20 mL) + Ácido Acético (2 mL) + Álcool Etílico (5 mL).