NH3004
FÍSICO-QUÍMICA
EXPERIMETAL
APOSTILA DO CURSO
LABORATÓRIO
Santo André
2016
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ÍNDICE
CALENDÁRIO ACADÊMICO (2016.2)... 3
CRONOGRAMA (NH3004 – FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL) ... 3
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO... 4
AVALIAÇÃO... 5
EXPERIMENTO 1 - ORDEM DE REAÇÃO E CONSTANTE DE VELOCIDADE ... 6
EXPERIMENTO 2 - ENERGIA DE ATIVAÇÃO... 8
EXPERIMENTO 3 - ENTROPIA E ENTALPIA DE SOLUÇÃO... 11
EXPERIMENTO 4 - DETERMINATION OF THE CMC OF AN AMPHIPHILE BY CONDUCTIVIMETRY ... 13
EXPERIMENTO 5 - ATIVIDADE DE ÍONS H+... 18
EXPERIMENTO 6 - INVESTIGANDO O PODER TAMPÃO... 21
EXPERIMENTO 7 - TENSÃO SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS E DETERGENTES ... 24
EXPERIMENTO 8 - QUANTIDADES PARCIAIS MOLARES... 27
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CALENDÁRIO ACADÊMICO (2016.2)
CRONOGRAMA (NH3004 – FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL)
09/06 APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA
16/06 EXPERIMENTO 1: ORDEM DE REAÇÃO E CONSTANTE DE VELOCIDADE 23/06 EXPERIMENTO 2: ENERGIA DE ATIVAÇÃO
30/06 EXPERIMENTO 3: ENTROPIA E ENTALPIA DE SOLUÇÃO
07/07 EXPERIMENTO 4: CONCENTRAÇÃO DE MICELIZAÇÃO CRÍTICA (C.M.C) 14/07 EXPERIMENTO 5: ATIVIDADE DE ÍONS H+
21/07 EXPERIMENTO 6: INVESTIGANDO O PODER TAMPÃO
28/07 EXPERIMENTO 7: TENSÃO SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS E DETERGENTES 04/08 EXPERIMENTO 8: QUANTIDADES PARCIAIS MOLARES
11/08 EXPERIMENTO 9: REAÇÕES OSCILANTES 18/08 Mecanismo de Avaliação
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SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO
Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ªed.) da disciplina de Base Experimental das Ciências Naturais.
Destacamos: Segurança
• Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de olhos. • Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados, mesmo na
aula reservada para o preparo da prática seguinte; • Os óculos são obrigatórios!
• Usar a capela sempre que possível;
• Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos; • Comes e bebes, só fora do laboratório;
• Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto; • Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor; • Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente!
• Nunca brinque no laboratório;
• Evite o contato de qualquer substância com a pele;
• Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou para si mesmo.
• Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio.
Procedimentos gerais
• Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. • Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas. • Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo.
• Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem. • Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos.
• Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.
• Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso. • Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para
fragmentos de vidro.
• Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação/destilação • Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem.
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AVALIAÇÃO
1) Caderno de Laboratório
Todo aluno deverá possuir um caderno de laboratório, que será utilizado para apresentar ao professor os resultados obtidos na aula anterior. A avaliação dos cadernos de laboratório é INDIVIDUAL, ou seja, cada aluno deverá tratar os resultados obtidos em seu próprio caderno. O aluno que não apresentar os resultados não terá direito à nota no referido experimento.
2) Avaliação Final
Prova (teórica) relacionada aos experimentos realizados 3) Conceito Final
O conceito final será dividido de acordo com os seguintes pesos percentuais: 3.1. Caderno de Laboratório: 50 %
3.2. Avaliação Final: 50%
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
P. Atkins, J. de Paula, Físico-Química, 8ª ed., vol 1; Editora LTC, 2008. G. Castellan, Fundamentos de Físico-Química, 1ª ed, Editora LTC, 1986. W. J. Moore, Físico-Química, 4a ed, Editora Edgard Blücher, 1976. R. N. Rangel, Práticas de Físico-Química, 3a ed, Editora Blücher, 2006.
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EXPERIMENTO 1 - ORDEM DE REAÇÃO E CONSTANTE DE
VELOCIDADE
CINÉTICA QUÍMICA – HIDRÓLISE DO ACETATO DE ETILA
A reação do acetato de metila (ou etila) em meio aquoso se processa lentamente, sendo catalisada em solução ácida.
CH3COOCH2CH3(aq) + H2O CH3COOH(aq) + CH3CH2OH(aq)
Na condição da concentração de água e de acetato relativamente elevadas, a reação é deslocada para a formação dos produtos, ácido acético e etanol, de forma que a equação da velocidade da reação pode ser reescrita como:
v = -d[CH3COOCH2CH3]/dt = k [CH3COOCH2CH3]a
Neste contexto, como a reação é forçada na direção dos produtos, pode-se dizer que após um tempo relativamente grande (t∞), todo o éster foi hidrolisado. Pela 1a equação, pode-se afirmar que cada mol de éster hidrolisado produz um mol de ácido acético. Portanto, no tempo t∞ a quantidade de ácido acético será muito próxima da quantidade de acetato de etila no início do experimento, t0. Ao determinar-se a quantidade de ácido acético por titulação convencional, será possível estabelecer um meio indireto de avaliar, em termos relativos, o quanto de éster ainda está presente no meio reacional.
Na determinação da constante de velocidade pelo método de extração de amostras, a concentração inicial do éster (ao) é proporcional a V∝-Vo, onde V∝ é o volume de NaOH
gasto no tempo final da reação e Vo é o volume de NaOH gasto no tempo zero, apenas para determinar a quantidade de HCl adicionada. A concentração (ao-x) é equivalente a V∝-Vt ,
onde Vt é o volume de NaOH gasto num tempo t qualquer.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Preparar 500 ml de uma solução de hidróxido de sódio 0,25 M, a partir de uma solução 1 M padronizada. Preparar também 500 ml de uma solução de ácido clorídrico 1 M.
7 Colocar num erlenmeyer 200 ml de HCl 1 M que deve estar a 25ºC, e em seguida adicionar 10 ml de acetato de etila. Quando a pipeta com acetato de etila estiver pela metade, acionar o cronômetro e manter o meio reacional termostatizado a 25ºC.
Retirar alíquota de 5 ml do meio reacional em intervalos de 15 minutos, até um total de 5 medidas. Cada alíquota deve ser colocada num erlenmeyer já contendo um pouco de água e fenolftaleína (previamente deixado num banho de gelo picado com um pouco de NaCl), para brecar a velocidade da reação. Em seguida, titular rapidamente com o hidróxido de sódio 0,25 M. O gelo deverá permanecer até o fim da titulação.
RESULTADOS:
1º- Determine a ordem da reação de hidrólise ácido do acetato de etila
2º- Após identificar a ordem, determine a constante de velocidade da reação.
CÁLCULO DE V∞
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EXPERIMENTO 2 - ENERGIA DE ATIVAÇÃO
INTRODUÇÃO
Acetato de etila (etanoato de etila), em meio ácido, pode ser hidrolisado a ácido acético e etanol, conforme a reação:
CH3COOCH2CH3(aq) + H2O CH3COOH(aq) + CH3CH2OH(aq)
Caso a concentração de água e de ácido seja relativamente grande, a reação é deslocada para a formação dos produtos, ácido acético e etanol, de forma que a equação da velocidade da reação pode ser reescrita como:
v = -d[CH3COOCH2CH3]/dt = k´[CH3COOCH2CH3]
Esta aproximação descreve, portanto, uma reação de pseudo-primeira ordem. Neste contexto, como a reação é forçada na direção dos produtos, pode-se dizer que após um tempo relativamente grande (t∞), todo o éster foi hidrolisado. Pela 1a equação, pode-se afirmar que cada mol de éster hidrolisado produz um mol de ácido acético. Portanto, no tempo t∞ a quantidade de ácido acético será muito próxima da quantidade de acetato de etila no início do experimento, t0. Ao determinar-se a quantidade de ácido acético por titulação convencional, será possível estabelecer um meio indireto de avaliar, em termos relativos, o quanto de éster ainda está presente no meio reacional.
Na determinação da constante de velocidade pelo método de extração de amostras, a concentração inicial do éster (ao) é proporcional a V∝-Vo, onde V∝ é o volume de NaOH
gasto no tempo final da reação e Vo é o volume de NaOH gasto no tempo zero, apenas para determinar a quantidade de HCl adicionada. A concentração (ao-x) é equivalente a V∝-Vt ,
onde Vt é o volume de NaOH gasto num tempo t qualquer. Por ser uma reação de pseudo-primeira ordem, a equação da velocidade obedece à relação:
9 A constante de velocidade pode ser calculada por meio do coeficiente angular da representação de ln (V∝ -Vt) em função de t.
Conhecendo-se o valor da constante de velocidade em diferentes temperaturas, torna-se possível determinar a energia de ativação e o fator de freqüência de colisões para uma determinada reação.
Outra maneira de calcular a energia de ativação é utilizando-se a “forma analítica”. Suponha-se que se conheçam dois valores de constante de velocidade (k1 e k2) em duas temperaturas distintas (T1 e T2). Pode-se escrever que:
Subtraindo-se as equações apresentadas, tem-se que:
Assim, a partir de duas temperaturas conhecidas pode-se conhecer o valor de energia de ativação aparente da reação.
MATERIAL NECESSÁRIO
• 02 balões volumétricos de 500 ml • 01 bureta de 50 ml • 01 pipeta volumétrica de 50 ml • 01 pipeta volumétrica de 5 ml • 01 pipeta graduada de 10 ml • 02 erlenmeyers de 250 ml • cronômetro (ou equivalente) • solução de NaOH• ácido clorídrico • acetato de etila
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparar 500 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,25 mol L-1 a partir de uma solução 1 mol L-1 padronizada. Preparar também 500 mL de uma solução de ácido clorídrico 1 mol L-1. Pipetar 200 mL de HCl 1,0 mol L-1 num erlenmeyer de 250 mL. Tapar com uma rolha de borracha e deixar num banho termostático à temperatura ambiente (35oC). Em seguida adicionar 10 mL de acetato de etila. Quando a pipeta com acetato de etila estiver pela metade, adicionar o cronômetro e manter o meio reacional termostatizado a 35oC. Retirar alíquotas de 5 ml do meio reacional em intervalos de 15 minutos, até um total de 4 medidas. Cada alíquota deve ser colocada num erlenmeyer já contendo um pouco de água e fenolftaleína. Em seguida, titular rapidamente com o hidróxido de sódio 0,25 mol L-1.
Não se esqueça de:
• Manter sempre o frasco contendo a mistura reacional no banho termostático.
• Repetir a titulação para o tempo infinito (3 - 4 horas).
O estudo cinético deverá ser repetido na temperatura de 45, 55 e 65oC.
QUESTÕES:
1) Demonstre algebricamente a última equação apresentada no roteiro.
2) Calcule a energia de ativação utilizando a forma gráfica. Caso não seja possível, utilize a forma analítica.
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EXPERIMENTO 3 - ENTROPIA E ENTALPIA DE SOLUÇÃO
INTRODUÇÃO
Relação entre solubilidade e temperatura
O princípio de Le Chatelier prevê que reações endotérmicas em equilíbrio são favorecidas por aumentos de temperatura e que reações exotérmicas não são favorecidas por este fator.
Considerando uma reação em equilíbrio, temos as seguintes relações bem conhecidas: ΔG= ΔH - TΔS (1)
RT ln K = - ΔG (2)
onde T é a temperatura termodinâmica, K a constante de equilíbrio, ΔG a variação de energia de Gibbs para a reação a que se refere a constante de equilíbrio e R a constante molar dos gases.
A partir da combinação das Equações 1 e 2 é possível chegar matematicamente a Equação 3:
ln K = - ΔH / RT + ΔS / R (3)
Esta equação mostra que um gráfico de ln K em função de 1/T terá coeficiente angular positivo se a reação for exotérmica e coeficiente angular negativo se a reação for endotérmica. Um coeficiente angular positivo significa que o valor de ln K aumenta à medida que T diminui, isto é, a reação não é favorecida por aumento de temperatura: ela é exotérmica. O mesmo raciocínio pode ser feito no caso de reações endotérmicas. Além disso, a partir do coeficiente linear da equação pode-se determinar o valor de ΔSsol e consequentemente ΔGsol. A partir da condição de equilíbrio de dissolução de um sólido B, por exemplo, em água, tem-se a tem-seguinte relação entre a constante de equilíbrio e a solubilidade (s) de B: K = [B] = s. Especificamente para este tipo de equilíbrio de solubilidade tem-se que ln Kps = ln s
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Prepare 100 mL de solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L.
2. Prepare 200 mL de solução aquosa saturada de ácido benzoico a cerca de 75 oC (para o aquecimento da solução use um banho maria). Mantenha o banho nesta temperatura por cerca de 10 min, agitando periodicamente a solução de ácido benzoico com o auxílio de um bastão de vidro. A seguir, garantido que o equilíbrio de solubilidade seja atingido, com o auxílio de
12 uma pipeta, retire uma amostra de 10 mL do sobrenadante da solução saturada de ácido benzoico. Rapidamente, transfira esta amostra para um erlenmeyer de 125 mL e dilua-a até 50 mL
3. A seguir, repita o procedimento descrito em “2” para temperaturas de 60, 50, 40, 30 e 10oC. 4. Titule as soluções de ácido benzóico nos frascos de Erlenmeyer com a solução de NaOH 0,1 mol L-1 usando fenolftaleína como indicador.
TRATAMENTO DE DADOS
1. Calcule a solubilidade (mol/L) do ácido benzóico em cada uma das temperaturas de coleta.
2. Monte uma tabela contendo: temperatura da solução saturada de ácido benzóico em cada coleta, volume de NaOH gasto em cada titulação, número de mols de ácido benzoico e respectiva solubilidade calculada.
3. A partir das discussões realizadas em aula, monte os gráficos apropriados e calcule os parâmetros termodinâmicos pertinentes.
4. Discuta se a reação dissolução do ácido benzoico em água é um processo endotérmico ou exotérmico a partir dos dados experimentais disponibilizados.
Tabela de Dados Experimentais: Entropia e Entalpia de Dissolução do Ácido Benzoico
Temperatura (oC) Volume de NaOH necessário na Titulação (mL) mols de ácido benzoico solubilidade do ácido benzoico (mol/L) 75 60 50 40 30 10
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EXPERIMENTO 4 - DETERMINATION OF THE CMC OF AN
AMPHIPHILE BY CONDUCTIVIMETRY
OBJECTIVE
1. To learn the process involved in CMC determination of a surfactant
2. To determine the critical micelle concentration of the amphiphile sodium dodecyl sulphate (SDS)
INTRODUCTION
Surfactants are amphiphilic molecules that possess both hydrophobic and hydrophilic properties. A typical surfactant molecule consists of a long hydrocarbon ‘tail’ that dissolves in hydrocarbon and other non-polar solvents, and a hydrophilic ‘headgroup’ that dissolves in polar solvents (typically water). One example of a dualcharacter molecule having a head-group and a non-polar tail is sodium dodecyl sulphate (SDS), Na+ -OSO3Cl2H25. When a sufficient amount of SDS is dissolved in water, several bulk solution properties are significantly changed, particularly the surface tension (which decreases) and the ability of the solution to solubilise hydrocarbons, (which increases). These changes do not occur until a minimum bulk SDS concentration is reached. This concentration is called the critical micelle concentration (CMC).
Several experiments, including light scattering and NMR, show that below the CMC, the surfactant exists mainly as solvated monomeric species, whereas above the CMC these monomers undergo self-assembly to form roughly spherical structures (having an overall
14 diameter of ~5 nm) known as micelles (see Fig 1). Micelles are the simplest of all self-assembly structures.
Technically, a micellar solution is a colloidal dispersion of organised surfactant molecules. Non-ionic surfactant molecules can cluster together in micelles of 1000 molecules or more, but ionic species tend to form micelles of between 10 and about 100 molecules because of electrostatic repulsions between head-groups. One of the key aspects of micelle structure is that the interior of the micelle consists of an associated arrangement of hydrocarbon chains (an ‘oil droplet’). The exterior coat is constructed of the polar, ionic moieties (the OSO3- groups in the case of SDS). This ionic surface (which also contains associated water of hydration) is called the Stern layer. Surrounding this ionic mantle is a region that contains both counterions and oriented water molecules - the Gouy-Chapman layer. Together the Stern and Gouy-Chapman layers are known as the electrical double layer. But it is the oil-like interior of the micelle that gives it its many diverse and interesting properties. The hydrocarbon core (~3 nm in diameter) has the capacity to accommodate guest molecules. The most common application of micelles is as detergents but they can also act as micro-reaction vessels for organic syntheses and drug delivery agents
In this experiment you will determine some fundamental properties of the SDS micelle: the CMC and the free energy, enthalpy and entropy of micellisation. You will measure the CMC by measuring the conductivity of the system as a function of SDS concentration. The thermodynamic properties are obtained by determining the CMC at a variety of temperatures. Conductometric Determination of the CMC: Below the CMC, the addition of surfactant to an aqueous solution causes an increase in the number of charge carriers ((aq) Na+ and (aq) -OSO3Cl2H25 ) and consequently, an increase in the conductivity. Above the CMC, further addition of surfactant increases the micelle concentration while the monomer concentration remains approximately constant (at the CMC level). Since a micelle is much larger than a SDS monomer it diffuses more slowly through solution and so is a less efficient charge carrier. A plot of conductivity against surfactant concentration is, thus expected to show a break at the CMC (Figure 2).
15 Apparatus:
beaker, pipette, conductivity meter, glass rod
Materials:
SDS, deionised water
Procedure:
1. 50ml of an approximately 0.04M aqueous stock solution SDS was prepared.
2. 25ml of deionised water was pipetted into a 200ml beaker.
3. 0.5ml of SDS stock solution was pipetted into water and stir.
4. The conductivity was recorded.
5. Repeat steps 3 and 4 until all the SDS have been added into the beaker.
6. A conductivity as a function of the SDS concentration was plotted and CMC was estimated.
16 Results and calculation:
Table 1. Total volume of SDS added, concentration of SDS in solution and conductivity of solution Volume of Stock Solution of SDS added, V1 (ml) Concentration of SDS in solution (M) Conductivity, (mS)
17 Graph 1 Conductivity against SDS concentration in the solution
In general, the Gibbs free energy, enthalpy and entropy of micellization can be approximated respectively as:
ΔGmicelle ≈ (2-α) RT ln [CMC/55.5] ΔHmicelle ≈ - RT2(2-α)dln[CMC/55.5]/dT
ΔGmicelle = ΔHmicelle - TΔSmicelle
The micellar ionization degree (α) is estimated from the ratio of the slopes of the linear segments above and below CMC.
Precaution Steps
1. The stirring is controlled not to be too fast during the experiment to avoid the formation of bubbles as bubbles can affect the conductivity.
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EXPERIMENTO 5 - ATIVIDADE DE ÍONS H
+INTRODUÇÃO
A concentração de uma solução pode ser obtida de forma algébrica a partir de cálculos químicos bastante simples. Esta concentração calculada, porém, tende a possuir um valor diferente em situações reais pelo efeito de diversos fatores que podem alterar a idealidade do sistema. A esta concentração real é dado o nome de “atividade”. A razão entre a atividade e a concentração teórica calculada representa um termo importante em físico-química, conhecido por coeficiente de atividade (φ).
Neste contexto, o objetivo deste experimento é de estabelecer uma relação entre atividade e concentração e analisar quais os fatores que afetam esta relação a partir de medidas de pH. Para isso, antes de se executar a experiência, é importante rever conceitos sobre atividade, coeficiente de atividade, concentração, grau de ionização, etc., que podem ser encontrados em diferentes livros de Físico-Química.
Ao se colocar em contato duas soluções, uma de pH conhecido e outra de pH desconhecido, pode-se determinar a diferença de potencial que aparece entre dois eletrodos da mesma natureza, mergulhados nas respectivas soluções, como numa pilha de concentração. Com isso, e com o auxílio da equação de Nernst, pode-se então determinar o pH desconhecido.
O funcionamento de um eletrodo de vidro para medidas de pH é mais ou menos equivalente ao que foi descrito acima. Existem membranas de vidro específicas, que são sensíveis à atividade dos íons H+, que propiciam o aparecimento de um potencial entre as superfícies interna e externa da mesma, quando as atividades dos íons H+ das soluções interna e externa foram diferentes. O potencial da membrana (E) é medido contra um eletrodo de
referência conveniente e está relacionado ao pH através da expressão
(1)
Na equação anterior, “Eg” é um termo (aproximadamente constante) que inclui o
potencial do eletrodo de referência e pequenos potenciais de assimetria, provavelmente resultantes de diferenças de tensões no vidro.
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MATERIAL NECESSÁRIO
. 02 béqueres de 50 mL (para as medidas de pH )
. 02 conjuntos de suporte com 10 tubos de ensaio e rolhas (para guardar as soluções) . 01 béquer de 250 mL . 02 balões volumétricos de 250 mL . 02 balões volumétricos de 100 mL . 02 pipetas volumétricas de 10 mL . 01 pipeta volumétrica de 50 mL . 02 pipetas graduadas de 10 mL . ácido clorídrico concentrado . ácido acético concentrado
. pHmetro com eletrodo de vidro combinado . solução tampão de pH aproximadamente 7 . solução tampão de pH aproximadamente 4 . papel absorvente
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Utilize uma solução estoque de HCl 0,1 mol L-1 (que deverá estar previamente padronizada). A partir deste estoque, prepare soluções com concentrações de 0,05; 0,01; 0,005; 0,001; 0,0005 e 0,0001 mol L-1. Medir o pH de cada uma delas.
Repetir o procedimento para o ácido acético. Realize pelo menos duas medidas para cada ácido.
(Sugere-se o preparo de 100 mL de cada solução a ser diluída, fazendo-se diluições sucessivas para minimizar os erros volumétricos)
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RESULTADOS
1. Fazer um gráfico de atividade em função da concentração de íons H+. No mesmo gráfico (para efeitos de comparação) construir uma curva semelhante, mas supondo a atividade igual à concentração (solução ideal). Interpretar as diferenças obtidas.
2. Para cada ácido analisado, calcular o coeficiente de correlação entre atividade e concentração. Comente.
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EXPERIMENTO 7 - TENSÃO SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS E
DETERGENTES
INTRODUÇÃO
A tensão superficial surge nos líquidos como resultados do desequilíbrio entre as forças agindo sobre as moléculas da superfície em relação àquelas que se encontram no interior da solução. Esta força está diretamente relacionada às forças intermoleculares presentes no sistema. Adicionalmente, os tensoativos, devido à presença de estrutura anfifílica, ocupam preferencialmente a superfície do líquido, diminuindo a força de coesão entre as moléculas do solvente e, consequentemente, diminuindo a tensão superficial.
Um método simples de determinação da tensão superficial é através do peso da gota utilizando-se uma bureta. No exato momento de desprendimento, a força exercida pelo peso da gota (m.g) é equilibrada pela tensão superficial (γ) multiplicada pela circunferência (2.π.r) da gota formada adicionando-se um fator de correção f.
Desta forma, a tensão superficial pode ser calculada pela medida da massa (m) de uma gota do líquido, ou mesmo, pelo volume da gota (V) e a densidade (d) do líquido.
MATERIAIS
Balança Analítica Bureta 25 mL Erlenmeyer 10 mL
n-hexano, álcool etílico, água destilada
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparar a bureta conforme Figura 1.
A bureta deve ser acoplada ao erlenmeyer de forma que a parte inferior fique toda dentro do recipiente coletor. Desta forma evita-se a influência de correntes de ar sobre a formação da gota. Com o auxílio da torneira é possível ajustar a queda das gotas em intervalos regulares de aproximadamente 30s. Para cada solução colete 10 gotas e determine as massas utilizando uma balança analítica.
Inicialmente, determine o raio (r) da bureta utilizando 10 gotas de água destilada e aplicando a equação 2.
Na sequencia, a partir da determinação da massa e respectivo volume de uma gota de água destilada, determine o fator de correção f a partir dos dados da Figura 2.
26 Tendo em mãos os valores experimentais de r e f, determine a tensão superficial dos diferentes líquidos e soluções de tensoativos.
RESULTADOS
a) Calcular a tensão superficial dos diferentes líquidos e soluções e explicar os resultados obtidos.
b) Explique por que a adição de surfactantes reduz a tensão superficial da água.
BIBLIOGRAFIA BASE
Behring, J. L.; Lucas, M.; Machado, C.; Barcellos, I. O. Quim. Nova, Vol. 27, No. 3, 492-495, 2004.
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EXPERIMENTO 8 - QUANTIDADES PARCIAIS MOLARES
INTRODUÇÃO
A descrição termodinâmica de misturas entre dois líquidos é comumente realizada em termos das frações molares (X) dos componentes. Como exemplo, se uma solução possui dois componentes, “A” e “B”, a fração molar de “A” pode ser descrita como:
, nT = nA + nB (Eq.1)
A soma das frações molares será sempre igual à unidade. Dessa maneira:
(Eq.2)
De maneira genérica, a fração molar de “A” em uma solução contendo “n” componentes pode ser descrita como:
(Eq.3)
Volumes parciais molares são grandezas apropriadas para tratamento de misturas reais, pelo fato das variações de volume em sistemas binários, ternários ou multi-componentes serem não-lineares, na maioria dos casos. Para um sistema binário, o volume parcial molar do componente “A” é dado por:
28 onde “VA” é o volume parcial molar de “A” e “nA” é a quantidade de matéria de “A”. Na
expressão, temperatura (T), pressão (P) e quantidade de matéria de “B” são constantes.
O picnômetro é um instrumento de precisão para medir volume, sendo, portanto, muito eficiente para realizar medidas de densidade das soluções. O frasco possui uma abertura na parte superior para a introdução de líquidos ou sólidos e pode ser fechado por uma tampa esmerilhada, provida de um orifício capilar longitudinal, permitindo a eliminação do excesso de líquido presente no seu interior, possibilitando a aferição de volumes de maneira exata. A Figura 1 apresenta duas fotos de picnômetros similares aos que serão utilizados no experimento.
Figura 1: Picnômetros cheio e vazio.
Com o auxilio de uma balança analítica, é possível determinar-se a densidade “ρ” de um líquido, a partir da equação:
Para que se obtenha o volume molar parcial da água em uma dada fração molar de etanol, utiliza-se comumente o método da tangente. A Figura 2 apresenta um modelo de um gráfico de Vmolar vs. XB para uma mistura de dois componentes A e B:
29 Figura 2: gráfico de Vmolar vs. XB para uma mistura binária.
Sendo assim, espera-se obter os valores de volume parcial molar por meio desta metodologia gráfica apresentada na Figura 2.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Equipamentos e Vidrarias Necessários • Picnômetro
• Balança analítica • Termômetro • Água destilada • Etanol Absoluto
30 Calibração do volume do Picnômetro
Inicialmente, o picnômetro deve estar limpo e seco. É importante que as tampas não sejam trocadas de frasco, pois cada um possui sua tampa específica. Pese o conjunto (frasco + tampa) numa balança analítica e anote a massa.
Preencha o picnômetro completamente com água destilada. Verifique a temperatura da água, pois esse valor será utilizado para encontrar sua densidade. Tape o frasco. Note que a água presente no interior do frasco ocupará completamente o tubo capilar presente na tampa, deixando que o excesso de água escoe para fora do instrumento. Seque o exterior do picnômetro, inclusive as reentrâncias da boca do frasco, com papel toalha, para evitar que qualquer quantidade extra de líquido influencie na massa do sistema. Assegure-se que a tampa esteja firmemente atada ao frasco. Pese o sistema (picnômetro + água) e anote em seu caderno.
Repita o procedimento por pelo menos mais duas vezes e utilize o valor médio como volume do picnômetro. Após cada medida, limpe o picnômetro com a solução de estudo. Preencha a Tabela 1, apresentada a seguir:
Preparação das misturas (Água + Etanol)
Prepare aproximadamente 50 mL de soluções de água e etanol nas seguintes proporções em volume: 80/20, 60/40, 50/50 e 20/80. Acondicione as soluções em balões, deixando-os por alguns minutos em repouso. Utilize etanol absoluto ou leve em consideração a quantidade já presente de água no etanol!
31 Determinação da densidade das Soluções
Repita o procedimento realizado para cálculo de densidade da água para as quatro soluções de água/etanol (e também para etanol puro). Para um melhor resultado, antes de pesar o picnômetro com a solução, enxágue o seu interior com um pouco da solução de estudo.
Organize os valores em uma tabela, conforme mostrado a seguir:
TRATAMENTO DOS DADOS
Determinação do volume do picnômetro
A partir dos dados inseridos na Tabela 3, calcule o volume exato do picnômetro usando a densidade da água na temperatura medida. Primeiramente, encontre a massa de água:
(Eq.6)
Determinação da densidade de cada solução
De maneira semelhante ao que foi feito para determinar o volume do picnômetro, encontre as densidades das soluções preparadas. Escreva os valores em uma tabela, conforme segue na Tabela 3:
32 Tabela 3: Valores de densidade de cada solução.
Solução (água/etanol) Densidade (g mL-1) Água 0.99705 80/20 60/40 50/50 20/80 Etanol 0.789
Por se tratar de um número razoável de valores e cálculos, sempre é aconselhável organizá-los na forma de tabela. Segue sugestão abaixo.
Tabela 4: Fração molar e número de mols das espécies presentes nas diferentes soluções preparadas. Solução (água/etanol) Número de mols de água (mols) Número de mols de etanol, (mols) Fração molar de água Fração molar de etanol água — — 1 0 80/20 60/40 50/50 20/80 etanol — — 0 1
33 Gráfico do Volume molar da mistura vs. fração molar do componente
Desenhe o gráfico de Vmolar vs. XB. Utilize o espaço reservado a seguir para construir o gráfico a partir dos dados presentes na Tabela 4, ou utilize programa de computador que preferir.
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BIBLIOGRAFIA
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ATKINS, P.W., Físico-Química e Fundamentos, 3 Ed., Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 2003.
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EXPERIMENTO 9 - REAÇÕES OSCILANTES
INTRODUÇÃO
As reações oscilantes apresentam um aspecto visual fascinante, em uma sequência periódica de cores. O que faz com que certas reações apresentem este comportamento peculiar é o caminho adotado pela reação para chegar ao equilíbrio, ou seja, o mecanismo da reação. As oscilações podem monitoradas por variações periódicas do potencial de circuito aberto ou de absorbância das soluções conforme exemplificado abaixo.
Estes dados experimentais, se monitorados em diferentes temperaturas podem gerar informações cinéticas do evento. Por meio do perfil linear de ln 1/P como função do 1/RT pode-se determinar a energia de ativação da reação oscilante conforme exemplificado abaixo.
36 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Leia o artigo “O SHOW DA QUÍMICA - MOTIVANDO O INTERESSE CIENTÍFICO”. Utilizaremos o “Experimentos 6” como base para o procedimento experimental.
Acrescenta-se a uma solução incolor (solução A), uma solução amarela (solução B), resultando em uma solução âmbar que se torna incolor após 1 min. A seguir, uma solução amarela (solução C) é adicionada, seguida por 15 mL de uma solução vermelha (solução de ferroína), produzindo uma solução verde. A solução A é obtida dissolvendo-se 9,50 g de bromato de potássio em 250 mL de água destilada. A solução B consiste da dissolução de 8 g de ácido malônico e 1,75 g de brometo de potássio em 250 mL de água destilada. Para obter a solução C é necessário dissolver 2,65 g de nitrato de amônio cério (IV) em 250 mL de solução de ácido sulfúrico 2,7 mol L-1. Já a solução de ferroína é preparada pela dissolução de 0,165 g de sulfato de ferro heptaidratado e 0,23 g de fenantrolina em 50 mL de água destilada.
TRATAMENTO DOS DADOS
1) O objetivo do experimento é construir um gráfico de ln (1/P) vs. (1/RT) a partir da reação oscilante estudada e calcular a sua energia de ativação (Ea)
