RESULTADOS E DISCUSSÃO

2.3.1. RESULTADO EXPERIMENTAL DA ENTALPIA DE VAPORIZAÇÃO DA ÁGUA EMPREGANDO A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA (PROVETA INVERTIDA)

Geralmente os roteiros didáticos desse experimento sinalizam que os valores de pressão de vapor da água sejam medidos entre 50 e 80 °C. Isso se justifica em função de possíveis problemas como gases dissolvidos no líquido sob estudo, efeitos de adesão, fenômenos de capilaridade e aspectos metodológicos (correções)32,33_{. Para minimizar esses problemas, algumas modificações no}

procedimento foram implementadas. As medidas de pressão de vapor iniciaram-se em temperaturas mais elevadas, sendo o líquido aquecido inicialmente até próximo da ebulição. Também se utilizou uma proveta, ao invés de uma micropipeta, para evitar problemas de adesão e capilaridade e, como relatado anteriormente, uma seringa para a adição inicial do gás, de modo a contabilizar corretamente a quantidade (mols) de gás sem o vapor.

No caso da água, a partir dos dados da Figura 9, obteve-se uma entalpia de vaporização, ΔvapH, igual a (44,4±0,8) kJ·mol-1 na faixa de 298 a 350 K, sendo que o

valor da literatura33 _{é de 43,9 kJ·mol}-1 _{para a temperatura de 298 K. Há que se}

comentar que quando o procedimento relatado na literatura é utilizado, há uma tendência de ln P versus 1/T não exibir um comportamento linear como o obtido aqui. Parte dos problemas tem origem no fato de não se conhecer corretamente a quantidade inicial de gás “seco” e parte é devida à dissolução ou desprendimento de gases dissolvidos no líquido. Assim, as modificações experimentais realizadas,

juntamente com o uso de nitrogênio gasoso no lugar de ar, parecem ter contribuído para melhorar o resultado. É importante observar na Figura 8 que, mesmo com as modificações experimentais utilizadas, para uma temperatura de aproximadamente 283 K (1/T= 0,0035), o dado não é muito bom. Também é apropriado comentar que essa modificação de procedimento só se justifica para a proposta de se utilizar esse experimento em uma disciplina de físico-química, não sendo factível em uma disciplina de química geral, por exemplo.

Figura 9. Gráfico do logaritmo da pressão de vapor da água em função de 1/T.

2.3.2. RESULTADO EXPERIMENTAL DA ENTALPIA DE VAPORIZAÇÃO DE ETANOL, ACETONA E ÉTER ETÍLICO, EMPREGANDO A SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA (PROVETA INVERTIDA)

Nesse caso, observou-se um resultado de entalpia de vaporização para o etanol Figura 10 de (41, 8±1,4) kJ·mol-1_{, sendo que o valor da literatura} 33 _{é de 42,4}

kJ·mol-1 _{à temperatura de 298 K. Para a acetona Figura 11, obteve-se um valor de}

(31,3±1,2) kJ·mol-1 _{sendo que o valor na literatura é de 30,9 kJ·mol}-1_{, com erros de}

1,4% e 1,2%, respectivamente. No caso da acetona os dados não se comportam muito bem.

No caso do éter etílico, obteve-se um valor de ΔvapH = (29,3±6,5) kJ·mol-1_{, a}

acima do valor esperado de 27,5 kJ·mol-1 33_{. Como mencionado anteriormente, a alta}

volatilidade desses líquidos orgânicos favorece o estudo da entalpia via calorimetria, mas traz um complicador adicional para o trabalho no laboratório didático, a insalubridade.

Além disso, no caso desses líquidos, não é aconselhável, e nem seguro, fazer o aquecimento direto em chapa de aquecimento, o que traz uma complicação adicional no aparato experimental. No procedimento experimental adotado aqui, o tempo utilizado para o estabelecimento do equilíbrio é relativamente pequeno. Os dados absolutos de pressão de vapor, assim obtidos, costumam ser menores que os valores tabelados. No entanto, como a variação de entalpia se baseia na taxa de variação de pressão em função da temperatura, os erros na pressão de vapor absoluta se cancelam e o valor de entalpia obtido se aproxima do da literatura. Assim, é muito importante deixar esse aspecto bem claro para os alunos.

Figura 10. Gráfico do logaritmo da pressão de vapor do etanol em função de 1/T.

Figura 11. Gráfico do logaritmo da pressão de vapor da acetona em função de 1/T. y= -3668,63 + 22,52x

Figura 12. Gráfico do logaritmo da pressão de vapor do éter etílico em função de 1/T.

Nesta proposta foram encontradas algumas dificuldades experimentais, sanadas com adaptações. Inicialmente, o gás inserido na proveta era o ar atmosférico, mas havia o problema de sua solubilidade elevada em água, o que traria problemas com a mudança de sua quantidade presente na fase gasosa, apenas por efeito de mudança na solubilidade. Um aumento de temperatura leva a uma menor dissolução do ar na água, assim estabelece-se um equilíbrio de solubilidade que introduz erros.

Outro problema era quantificar corretamente o gás “seco” inicialmente presente na fase gasosa. Essa quantificação necessita que se elimine ou se compute a quantidade de vapor presente. Com descrito anteriormente, o procedimento da literatura sugere a determinação do volume do gás em temperatura bem baixa, reduzindo-se a pressão de vapor do líquido a um mínimo. No entanto, mesmo esse mínimo leva a erros nos cálculos de pressão de vapor. Erros maiores ocorrem para temperaturas mais baixas (menores valores de pressão de vapor), o que muda a inclinação do gráfico de ln Pv x 1/T, fazendo a entalpia de vaporização tornar-se maior.

Para os líquidos orgânicos, o aparato experimental exige uma vedação do tubo que contém o líquido. Para isso, inicialmente foi usada uma vedação com parafilm®,

mas não se obteve êxito na vedação. Assim, a vedação passou a ser feita com um septo de borracha, evitando problemas de alta evaporação do líquido.

Outro problema estava em medir corretamente a temperatura de equilíbrio, que teve que medida no seio do líquido em estudo.

2.3.3. RESULTADOS DA ENTALPIA DE VAPORIZAÇÃO DE ETANOL, ACETONA E