QuimFisicaM [Manual Termo II]

(1)

U

NIVERSIDADE

F

EDERAL DA

P

ARAÍBA

– UFPB

D

EPARTAMENTO DE

Q

UÍMICA

– DQ/CCEN

FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL

M

ANUAL DE

P

RÁTICAS

C

OMPLETO

(2)

CONTEÚDO:

UTILIZAÇÃO DESTE MANUAL

P

ARTE

1: T

ERMODINÂMICA

Q

UÍMICA

I

PRÁTICA N° 1: LEI DE BOYLE

PRÁTICA N° 2: LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC PRÁTICA N° 3: LEI DE GRAHAM

PRÁTICA N° 4: CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO

PRÁTICA N° 5: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO, DISSOLUÇÃO E DILUIÇÃO PRÁTICA N° 6: FUNÇÕES TERMODINÂMICAS E SOLUBILIDADE

PRÁTICA N° 7: ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL

PRÁTICA N° 8: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR FOTOCOLORIMETRIA PRÁTICA N° 9: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR TITULOMETRIA

1-5;6-34;90;91;92

P

ARTE

2: T

ERMODINÂMICA

Q

UÍMICA

II

PRÁTICA N° 1: VOLUME MOLAR PARCIAL PRÁTICA N° 2: TENSÃO SUPERFICIAL

PRÁTICA N° 3: VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO PRÁTICA N° 4: EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO

PRÁTICA N° 5: DISTRIBUIÇÃO DE SOLUTO ENTRE SOLV. IMISCÍVEIS PRÁTICA N° 6: SOLUBILIDADE LÍQUIDOS (SISTEMA BINÁRIO)

PRÁTICA N° 7: SOLUBILIDADE LÍQUIDOS (SISTEMA TERNÁRIO) PRÁTICA N° 8: CONDUTIVIDADE MOLAR

PRÁTICA N° 9: CONSTANTE DE FARADAY E NÚMERO DE AVOGADRO

1-5;35-59;90;91;93

P

ARTE

3: C

INÉTICA

Q

UÍMICA

PRÁTICA N° 1: PARÂMETROS CINÉTICOS VIA MÉTODO DO ISOLAMENTO PRÁTICA N° 2: ORDEM DE REAÇÃO PELO MÉTODO DAS VELOC. INICIAIS PRÁTICA N° 3: CONSTANTE DE VELOC. POR CONDUTIVIMETRIA

PRÁTICA N° 4: PARÂMETROS CINÉTICOS VIA FOTOCOLORIMETRIA PRÁTICA N° 5: DETERMINAÇÃO DE UMA ISOTERMA DE ADSORÇÃO PRÁTICA N° 6: CONSTANTE DE VELOC. POR TITULOMETRIA

PRÁTICA N° 7: CONSTANTE DE VELOC. POR POLARIMETRIA

PRÁTICA N° 8: PARÂMETROS CINÉTICOS VIA FOTOCOLORIMETRIA

1-5;60-79;90;91;94

F

ÍSICO

-Q

UÍMICA

E

XPERIMENTAL

: P

RÁTICAS

S

UGERIDAS

PRÁTICAS N°: 1.4, 1.5, 1.7, 2.1, 2.2, 2.3, 3.2, 3.3, 3.4

1-5;6;16-18;19-22;25-27;35;36-37;38-40;41-43;60; 64-67;68-71;72-75;90;91;95

F

UNDAMENTOS DE

F

ÍSICO

-Q

UÍMICA

: P

RÁTICAS

S

UGERIDAS

PRÁTICAS N°: 1.1, 1.2, 1.4, 1.5, 1.7, 3.2, 3.3, 3.4, 3.6

(3)

ORIENTAÇÕES INICIAIS:

ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS

O

BJETIVO

Apresentar o desenvolvimento da disciplina experimental em forma de texto lógico e organizado.

O

BSERVAÇÕES

I

NICIAIS

1. Segurança no Laboratório: A participação dos alunos nas aulas práticas só será permitida se o aluno estiver portando o seu caderno de laboratório e vestido adequadamente (calça, sapato e bata).

2. Tempo da Atividade: Em todas as aulas práticas os alunos devem trazer seus cadernos de laboratório devidamente organizados, contendo as tabelas a serem preenchidas com os dados dos experimentos.

3. Avaliação da Prática: O caderno de laboratório também deve conter o tratamento de dados referente a cada prática, cuja cópia deve ser entregue aos professores no início da aula prática seguinte.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Em matemática 10 é igual a 10,0. Entretanto, nas ciências experimentais esses números não são necessariamente iguais. Por exemplo, quando se expressa a massa de uma amostra como sendo 10 g significa dizer que a quantidade pesada está entre 11 g e 12 g, enquanto que 10,0 g significa algo entre 9,9 g e 10,1 g.

Os algarismos necessários para expressar o resultado de um experimento, com a mesma precisão que as medidas efetuadas, são chamados algarismos significativos. Por exemplo, ao se escrever que a distância entre dois pontos é de 12,00 cm, a medida está sendo representada por quatro algarismos significativos. Escrevendo que a distância é de 0,1200 m ou 0,0001200 km tem-se tem-sempre quatro algarismos significativos. Note-tem-se que os zeros que precedem o algarismo 1 não fazem parte dos algarismos significativos, porque servem apenas para indicar a posição da vírgula. Os dois zeros seguintes aos algarismos 1 e 2 são significativos, porque indicam que a medida foi feita com precisão da ordem de um décimo de milímetro.

Não é o número de algarismos depois da vírgula que permite avaliar a precisão da medida, mas sim o número de algarismos significativos. Deste modo, o erro efetuado em uma medida é, antes de tudo, dependente da escala do instrumento no qual a medida foi efetuada. Por exemplo, se o comprimento de um objeto for determinado por uma régua cujas divisões são de 1 em 1 milímetro, a precisão da medida será de ±0,5 mm. Por outro lado, se a divisão da régua for de 0,1 em 0,1 milímetro, o erro na medida será de ±0,05 mm.

(4)

O experimentador deve registrar os resultados de tal modo que o último algarismo significativo, e apenas ele, seja incerto. A soma algébrica de um algarismo incerto com algarismos exatos é um algarismo incerto. Por exemplo:

104,65 + 0,2248 -104,87

.

Neste caso o algarismo incerto é o 7, de modo que o resultado deve ser expresso como 104,87. Na multiplicação e na divisão o raciocínio é análogo. Por exemplo:

12,4 x2,54 496 620 248 -31,496 ,

de modo que o resultado deve ser representado na forma de 31,5.

PRECISÃO & EXATIDÃO

Os termos precisão e exatidão são usados para dar informações sobre a qualidade das medidas e a confiança que se pode depositar nelas. Por exemplo, pesou-se uma amostra sobre duas balanças, de modo que a primeira pesagem indicou 1,25±0,02 g e a segunda 1,2500±0,0002 g. O resultado apresentado pela segunda balança é mais preciso que o da primeira, mas não se tem certeza de qual resultado é o mais exato, visto que uma das balanças pode apresentar um erro sistemático.

Fala-se de precisão quando se considera o número de algarismos significativos e a reprodutibilidade dos resultados, enquanto a exatidão representa a diferença entre a medida e o seu valor real. Assim, uma medida pode ser muito precisa e pouco exata, mas se a medida for muito exata é provável que seja muito precisa.

A precisão depende dos erros acidentais (devidos ao operador; esses erros são variáveis em grandeza e sinal, e se compensam quando o número de medidas é grande), enquanto a exatidão depende dos erros sistemáticos (independentes do operador; esses erros são constantes em grandeza e sinal e nunca se compensam).

Geralmente, a precisão é determinada pela percentagem de erro da medida. Por exemplo:

1ª Medida: 0,02

1,25 = 0,016 = 1,6 % 2ª Medida: 0,0002

1,2500 = 0,00016 = 0,016 % .

ERRO ABSOLUTO & ERRO RELATIVO

Em uma medida expressa na forma 7,25±0,03 cm, a quantidade 7,25 cm representa o valor absoluto da medida, enquanto que ±0,03 cm representa o

(5)

erro absoluto, que é independente do valor da medida. O erro relativo é a fração do erro cometido na medida e depende do valor absoluto. Por exemplo, duas medidas deram 7,25±0,03 cm e 72,50±0,03 cm, de modo que os erros absolutos são os mesmos, mas os erros relativos são:

1ª Medida: 0,03

7,25 = 0,004 = 0,4% 2ª Medida: 0,03

72,50 = 0,0004 = 0,04 % .

A análise de erro descrita acima diz respeito a precisão da medida. No entanto, outra análise de erro a ser considerada é feita com base na exatidão, para a qual é necessário um valor de referência (geralmente um valor tabelado em handbooks ou determinado através de um trabalho científico meticuloso). Para este tipo de análise, o erro absoluto é determinado pela expressão:

Erro =

|

Medida−Referência

|

, e o erro relativo:

%Erro =

|

Medida−Referência Referência

|

.

FONTES DE DADOS ADICIONAIS

Todos os dados adicionais, necessários para a realização de tratamentos de dados ou determinações de erros experimentais, tais como densidade, tensão superficial e viscosidade em diferentes temperaturas, devem ser obtidos em manuais de constantes físicas e químicas ou em artigos científicos (muitos dos quais são recomendados neste manual, ao final de cada prática).

R

EFERÊNCIAS

1. Bueno, W. A.; Degrève, L.; Manual de Laboratório de Físico-Química, São Paulo, McGraw-Hill, 1980.

2. Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C.; Introdução à Química Experimental, São Paulo, McGraw-Hill, 1990.

(6)

PARTE 2

(7)

PRÁTICA N° 1:

DETERMINAÇÃO DO VOLUME MOLAR PARCIAL

O

BJETIVO

Determinar experimentalmente o volume molar parcial dos componentes de uma mistura binária.

I

NTRODUÇÃO

O volume molar parcial de um constituinte em uma solução binária representa a variação de volume provocada pala adição à solução de 1 mol deste constituinte, mantendo-se constante a temperatura, a presssão e o número de mols do outro constituinte. Se o aumento do volume é pequeno em relação ao volume inicial V da solução, os volumes molales parciais V1 e V2 dos constituintes

1 e 2 são dados por:

V₁ =

(

∂V ∂n1

)

n2,p , T e V2 =

(

∂V ∂n2

)

n1,p , T , (1)

onde n1 e n2 são os números de mols dos constituintes 1 e 2, respectivamente. O

volume total da mistura é dado por:

V = n₁V₁ + n₂V₂ . (2)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Balão de 10 mL (Picnômetro); 05 Balões de 25 mL; 05 Béqueres de 20 mL; 01 Balança; NaCl puro.

P

ROCEDIMENTO

1. Prepare cinco soluções de cloreto de sódio dissolvendo 0,550 g, 1,027 g, 1,612 g, 3,257 g e 4,407 g em exatamente 25,0 mL de água. Mantenha os balões volumétricos fechados para evitar evaporação.

2. Pese o picnômetro vazio e seco. Coloque água destilada pura no picnômetro até a marca do menisco. Coloque a tampa, enxugue o excesso do líquido e pese novamente. Anote a pesagem.

3. Repita o procedimento de pesagem com o picnômetro para cada uma das 5 soluções de cloreto de sódio. Anote cada pesagem.

(8)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Corrija as massas obtidas para o NaCl no item 1 do procedimento (massa aparente, m) para o vácuo (massa no vácuo, m(v)_{), utilizando a equação:}

mNacl (v) = mNacl×

(

1 + ρ_ar ρ_NaCl − ρ_ar ρ_ref

)

, (3)

com ρar = 1,22×10-3 g/mL, ρref = 8,50 g/mL e ρNaCl = 2,17 g/mL, a 25 °C.

2. Calcule o volume do picnômetro a partir da massa de água obtida no item 2 do procedimento e da densidade da água, utilizando a equação:

V_pic = m_ρágua

água

. (4)

3. Determine a molalidade e a densidade de cada uma das 5 soluções de NaCl. As molalidades (bsol, em mol/kg: dados do item 1 do procedimento)

são calculadas pela expressão:

b_sol = nNaCl m_água =

m_NaCl(v)

M_NaClρ_águaV_água , (5)

e as densidades (ρsol, em g/mL: dados do item 3 do procedimento):

ρ_sol = msol

V_pic . (6)

4. Faça um gráfico de volume de solução contendo 1.000 g (mil gramas) de solvente versus molalidade da solução e obtenha a expressão do ajuste (polinomial). O volume de solução é obtido da expressão:

V_sol = m_ρsol

sol , msol = mágua + mNaCl, mNaCl = MNaClmáguabsol

∴ V_sol = m_ρágua

sol

(

1 + MNaClbsol

)

. (7)

A inclinação da tangente à curva em uma dada concentração fornece diretamente o valor de VNaCl (volume molar parcial do NaCl).(*)

(*)_{Nota: Isto ocorre porque, para 1.000 g de solvente, a quantidade química de sal é}

numericamente igual à molalidade da solução, de modo que VNaCl = ∂Vsol/∂bsol = ∂Vsol/∂nNaCl. A

inclinação é obtida da derivada da função de ajuste polinomial aos dados experimentais.

5. Determine VNaCl em várias concentrações, compare os valores e comente.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios?

2. Dê uma explicação para os dados obtidos e os possíveis erros observados.

B

IBLIOGRAFIA

(9)

PRÁTICA N° 2:

DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL POR ASCENSÃO CAPILAR

O

BJETIVO

Determinar a tensão superficial de um líquido a partir do método da ascensão capilar.

I

NTRODUÇÃO

Uma molécula no interior de um líquido está totalmente envolvida por outras moléculas do líquido, sendo atraída igualmente em todas as direções. Como consequência, a resultante média das forças de atração é nula. No entanto, na superfície a resultante das forças atrativas não é nula, de modo que as moléculas são puxadas para o interior do líquido, fazendo com a superfície se contraia e ocupe a menor área possível. Esta resultante de forças é a origem da tensão superficial, que tem o mesmo valor em cada ponto da superfície.

A tensão superficial, característica de cada líquido, é uma propriedade intensiva (medida no SI em N·m-1_{ou kg·m·S}-2_m-1_{). É responsável pela resistência}

a penetração da superfície, a forma aproximadamente esférica de gotas de água de chuva, a flutuação de lâminas metálicas sobre superfícies líquidas e a ascensão de líquidos em capilares. Há vários métodos disponíveis para a se obter a tensão superficial de um líquido, dentre os quais se destacam a balança de torsão (método de Nouy), o passo de gota (estalagmômetro de Traube), a pressão de bolha e a ascensão capilar.

Neste experimento será usado o método da ascensão capilar para a obtenção da tensão superficial de líquidos puros. Este método é baseado no fato de que muitos líquidos, quando postos em contacto com tubos capilares (geralmente de vidro), ascendem as paredes do tubo, apresentado uma superfície côncava dentro do capilar. Quando isto ocorre, diz-se que o líquido molha o tubo. Caso o líquido não molhe o tubo, como no caso do mercúrio, tem-se uma depressão capilar, com formação de uma superfície convexa.

Considere um capilar uniforme com raio interno r, imerso em um recipiente contendo um líquido de densidade ρ, que molha o vidro. Devido a tensão superficial o líquido ascende o capilar. A ascensão cessa quando a força devida à tensão superficial (para cima) se torna igual à força devida ao peso da coluna de líquido de altura h (para baixo). Da igualdade entre estas forças, conclui-se que a tensão superficial γ (gama) é dada por:

γ = 1

2ρg h r , (1)

onde g é a aceleração da gravidade.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Tubo capilar; 01 Tubo de ensaio;

(10)

01 Régua;

01 Suporte de ferro e garra; 01 Pisseta com água destilada;

Líquidos para estudo: Água destilada, Álcool Etílico e Acetona.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: DETERMINAÇÃO DO RAIO DO TUBO CAPILAR

1. Meça a temperatura da água. Em seguida, introduza o tubo capilar no furo da rolha de borracha existente no tubo de ensaio. Prenda o tubo de ensaio ao suporte de ferro através de uma garra.

2. Coloque água no tubo de ensaio preso ao suporte até que o nível da água esteja ~10 cm acima do traço zero do capilar (traço de referência).

3. Adapte uma seringa plástica a extremidade superior do capilar e aspire com uma pêra de borracha até encher ~2/3 da seringa. Retire a seringa e esvazie seu conteúdo. Repita o procedimento até que todo o capilar esteja limpo, o que é evidenciado por um brilho metálico.

4. Com o capilar limpo, acrescente ou retire água do tubo de ensaio até que o nível da superfície da água coincida com o traço zero do capilar.

5. Insira água com a seringa pela parte superior do capilar até que o mesmo atinja o nível mais alto do capilar. Depois, retire suavemente a seringa e observe a descida da água através do capilar. Anote o traço do capilar que mais se aproxime do nível da água dentro do capilar.

6. Retire suavemente o capilar e, com o auxílio de uma régua, meça a altura, que vai do zero do capilar até o traço anotado no item anterior.

7. Repita o procedimento de três a cinco vezes e obtenha o valor médio da altura da ascensão capilar.(*)

(*)_{Alternativa: caso ocorram dificuldades de leitura da ascensão capilar a partir do}

procedimento descrito acima, utilize um outro capilar e um béquer contendo o líquido de estudo, tendo o cuidado de tomar a leitura a partir da superfície do líquido no béquer até o topo da coluna de líquido no capilar.

8. Utilize a equação (1) para calcular o raio interno do capilar. Considere tabela a seguir, referente à água:

Temperatura (°C) Densidade (kg·m-3₎ Tensão _(mN·m-1γ₎ 25 997,08 71,99 30 995,68 71,20 35 994,63 70,41

PARTE B: DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL DE UM LÍQUIDO

1. Repita o procedimento anterior de três a cinco vezes para um líquido diferente, porém de densidade e tensão superficial conhecidas na temperatura do experimento, registre a ascensão capilar e obtenha o valor médio da altura da ascensão capilar.

(11)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Utilize a equação (1), com o valor médio da ascensão capilar obtido para a água na parte A, bem como os dados de densidade e tensão superficial na temperatura do experimento, para calcular o raio r do tubo capilar. Considere a aceleração da gravidade como 9,8 m·s-2_.

2. Utilize a equação (1), com o raio r determinado anteriormente, bem como o valor médio da ascensão capilar determinado na parte B, para calcular a tensão superficial γ do líquido de estudo.

3. Compare os valores com os da literatura e comente.

Q

R

ELATÓRIO

B

IBLIOGRAFIA

1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed. RJ: Ed. LTC, 2004.

(12)

PRÁTICA N° 3:

DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO C/ VISCOSÍMETRO DE OSTWALD

O

BJETIVO

Determinar a viscosidade relativa e a viscosidade absoluta de um líquido puro, usando um viscosímetro de Ostwald.

I

NTRODUÇÃO

Líquidos e gases possuem uma propriedade conhecida como viscosidade, que pode ser concebida como a resistência ao escoamento. Esta resistência é devida ao atrito interno que surge devido ao movimento relativo de camadas adjacentes do fluído (gás ou líquido). Esta propriedade é expressa quantitativamente através de um índice chamado coeficiente de viscosidade ou simplesmente viscosidade, η (eta, medida no SI em poise ou g·cm-1_s-1_{; lê-se}

poási).

Há diversos métodos experimentais para se determinar a viscosidade de líquidos, tais como queda de esferas sólidas através de líquidos (viscosímetro de Hoppler) e escoamento através de tubos capilares (viscosímetro de Ostwald). Neste experimento, a viscosidade relativa de um líquido será encontrada através do uso de um viscosímetro de Ostwald. O princípio do método é baseado na equação de Poiseville, para o coeficiente de viscosidade absoluta de um fluído:

η = πpr

4_t

8 ℓ V , (1)

onde p é a pressão hidrostática exercida pelo fluido de volume V, que escoa em um tempo t através de um tubo capilar de raio interno r e comprimento ℓ.

Considerando-se um líquido de viscosidade conhecida como padrão (η1),

pode-se determinar a viscosidade de um líquido desejado (η2) a partir do tempo

de escoamento de um volume fixo de líquido através de um determinado capilar. De acordo com a equação de Poiseville, a razão entre as viscosidades dos dois líquidos (viscosidade relativa do líquido “2” em relação ao líquido “1”, η(2,1)) é

dada por: η_(2,1) = η_η2 1 =

(

πp₂r4_t 2 8 ℓV

)(

8 ℓV πp1r 4_t 1

)

= p2t2 p₁t₁ = ρ₂t₂ ρ₁t₁ ⇒ η2 =

(

ρ₂t₂ ρ₁t₁

)

η1 , (2)

esta última expressão sendo devida a proporcionalidade entre a pressão p e a densidade ρ dos líquidos. Portanto, conhecendo-se a viscosidade η1 de um líquido

padrão e as densidades ρ1 e ρ2 dos líquidos, a medida experimental dos tempos

de escoamento t1 e t2 de um volume fixo de líquido em um dado capilar permite

determinar a viscosidade η do fluido de interesse.

O viscosímetro de Ostwald (figura 1) consta de um tubo em U, no qual um dos ramos consiste de um capilar que contém uma dilatação na forma de ampola, acima e abaixo da qual existem traços de referência, que demarcam o volume de líquido a ser utilizado para a medida do tempo de escoamento. O

(13)

outro ramo é constituído por um tubo de diâmetro maior, tendo uma grande dilatação próxima a parte inferior.

Figura 1: Viscosímetro de Ostwald.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Viscosimetro de Ostwald; 01 Suporte com garra; 01 Pêra de borracha; 01 Cronômetro; 01 Termômetro 01 Pipeta; 02 Béqueres; 01 Pisseta;

Líquidos para estudo: Água destilada, Álcool Etílico e Acetona.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: DETERMINAÇÃO DO TEMPO DE ESCOAMENTO DO PADRÃO

1. Meça a temperatura de uma amostra de água destilada. Em seguida, introduza certo volume de água destilada no ramo não-capilar do viscosímetro, de modo que o tubo fique cheio até 1/3. O nível do líquido deverá ficar abaixo da extremidade inferior do capilar, contido no outro ramo do viscosímetro.

2. Por meio da pêra de borracha, insufle lenta e regularmente a água até que sua superfície livre fique cerca de 2 cm acima do traço de referência

(14)

superior. Reproduza sempre esta mesma posição em todas as medidas subsequentes.

3. Observe a descida do líquido e inicie a contagem do tempo no momento em que a superfície livre da água passe pelo traço de referência superior. Esta observação deve ser realizada colocando-se a visão no plano horizontal do traço de referência. Da mesma forma, desligar o cronômetro quando a superfície livre da água atingir o traço de referência inferior. 4. Repetir a operação 3 vezes, anotando os tempos medidos. Se o aparelho

estiver convenientemente limpo, os tempos não devem diferir de mais do que 0,2 %. Calcule a média dos tempos de escoamento. Denomine esta média de t1 para o líquido padrão.

5. Meça novamente a temperatura do líquido em estudo. Encontrar a média aritmética entre as temperaturas inicial e final. Esta será considerada a temperatura do experimento.

PARTE B: DETERMINAÇÃO DO TEMPO DE ESCOAMENTO DO LÍQUIDO DE INTERESSE

1. Repita o procedimento anterior para o líquido de interesse e obtenha o tempo de escoamento médio t2.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Calcule a viscosidade relativa (η(2,1)) e absoluta (η2) do líquido de interesse

a partir da equação (2), considerando os tempos de escoamento médio t1 e

t2 determinados e a tabela a seguir, referente à água:

Temperatura (°C) Densidade(kg·m-3₎ Viscosidade  (μPa·s) 25 997,08 890,3 30 995,68 797,5 35 994,63 719,5

Q

R

ELATÓRIO

B

IBLIOGRAFIA

(15)

PRÁTICA N° 4:

DETERMINAÇÃO DO EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO

O

BJETIVO

Determinar a faixa de variação da temperatura de fusão para uma mistura sólida binária.

I

NTRODUÇÃO

A mudança de estado sólido-líquido de uma substância pura ocorre a uma temperatura bem definida (Tf), enquanto que, em uma mistura, o início da fusão

e o seu término ocorrem a temperaturas bem diferentes, exceto em alguns casos especiais. Para construir um diagrama de fases de um sistema binário condensado, tipo naftaleno-difenilamina, é necessário determinar a temperatura inicial e final de fusão para várias misturas com composições que variem desde 0 até 100 % em cada componente.

O método experimental mais fácil e mais comum é o do capilar. Este consiste em colocar em um tubo capilar, de aproximadamente 1 mm de diâmetro, a amostra a ser estudada e imergir o tubo em um líquido, cuja temperatura é elevada lentamente. Observa-se, então, o início e o final da fusão com o auxílio de uma lupa.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Termômetro de 0-100 °C (± 0,5 °C); 02 Tubos de Thiele;

01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); 01 Lupa; 01 Tubos capilares; Glicerina; Naftaleno; Difenilamina.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL

(16)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Naftal. (g) 1,0 0,9 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 Difenil. (g) 0,0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0 PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Com auxílio de um tubo de vidro, coloque a primeira amostra em um tubo capilar, enchendo-o até a metade. Amarre-o com elástico a um termômetro e suspenda o conjunto em um tubo de Thiele contendo glicerina.

2. Com uma chama branda aqueça suavemente o tubo de Thiele na parte lateral inferior e observe a mistura dentro do capilar com auxílio de uma lupa. Anote a temperatura no início e no final da fusão.

3. Repita o procedimento com todas as misturas e com os componentes puros, de modo a completar a tabela a seguir com as temperaturas de fusão inicial Tf(i) e final Tf(f).

Amostra Naftal. (g) Difenil. (g) Tf(i) Tf(f)

1 1,0 0,0 2 0,9 0,1 3 0,8 0,2 4 0,7 0,3 5 0,6 0,4 6 0,5 0,5 7 0,4 0,6 8 0,3 0,7 9 0,2 0,8 10 0,1 0,9 11 0,0 1,0

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Construa o diagrama de fases para este sistema plotando, em um único gráfico, Tf(i) versus %naftaleno e Tf(f) versus %naftaleno.

2. Aplique a regra das fases em cada parte do diagrama.

Q

R

ELATÓRIO

1. Qual a temperatura eutética e qual a composição da mistura eutética? 2. Qual é o comportamento da mistura no ponto eutético.

(17)

B

IBLIOGRAFIA

1. Wise, J. H. et al.; J. Chem. Ed., 41, 96, 1964. 2. Karumakaran, K.; J. Chem. Ed., 54, 676, 1977. 3. Ellison, H. R.; J. Chem. Ed., 55, 406, 1978.

(18)

PRÁTICA N° 5:

DETERMINAÇÃO DA DISTRIBUIÇÃO DE UM SOLUTO ENTRE SOLVENTES IMISCÍVEIS

O

BJETIVO

Determinar a constante de distribuição de um soluto entre solventes imiscíveis.

I

NTRODUÇÃO

Considere um sistema formado por dois componentes imiscíveis, por exemplo, água e tetracloreto de carbono (CCl4). Ao se adicionar uma terceira

substância, por exemplo, iodo, solúvel em quantidades diferentes em ambas as fases, no equilíbrio tem-se que as razões entre as atividades do iodo nas duas fases, sob temperatura constante, é constante, ou seja:

a₂

a₁ = K , (1)

onde K é a chamada constante de distribuição, que pode ser determinada titulando-se diretamente o iodo com tiossulfato em ambas as fases, tal que:

2S₂O₃2- ₊ _I

2 → S4O6

2- ₊ _2I- _, ₍₂₎

2S₂O₃

2-+ I₃- → S₄O₆2- + 3I- . (3)

Neste experimento será determinada a constante de equilíbrio da reação:

KI + I2 → KI3 , (4)

utilizando-se água e tetracloreto de carbono. Este equilíbrio é possível devido ao fato de que o iodeto de potássio é solúvel apenas em água. A constante de equilíbrio da reação é dada por:

Keq = a(I3 -) a(I -)a(I2) ≈ [I3 -] [I-_][I 2] . (5)

Deste modo, conhecendo-se os valores das concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio, pode-se estimar o valor da constante de equilíbrio.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 04 Erlenmeyers de 250 mL;

(19)

01 Pipetas volumétricas de 10, 15, 20, 25, 50 e 100 mL; 02 Funis de separação de 125 mL; 01 Bureta de 50 mL; 01 Termômetro; Amido; Solução de Tiossulfato 0,1 N; Solução de KI 0,1N; Tetracloreto de Carbono; Iodo; Água destilada.

P

ROCEDIMENTO

1. Prepare uma solução saturada dissolvendo 3 g de iodo em 75 mL de tetracloreto de carbono. Pegue 25 mL desta solução e coloque em um erlenmeyer de 250 mL e adicione 100 mL de água pura. Agite fortemente por dois minutos. Anote a temperatura da mistura e espere 60 minutos para que o equilíbrio seja alcançado, agitando esporadicamente. Enquanto espera execute a etapa 4.

2. Pegue 50 mL da fase aquosa e transfira-a para um erlenmeyer de 250 mL que contenha 10 mL de uma solução de KI 0,1 mol/L (para evitar perdas de iodo durante a titulação). Adicione 0,5 mL de amido e titule com tiossulfato de sódio 0,01 mol/L. Ao final da titulação a cor azul desaparece.

3. Pegue 5 mL da fase do tetracloreto de carbono e titule como anteriormente, só que, desta vez, com tiossulfato 0,1 mol/L. Execute os parágrafos 5 e 6.

4. Em um funil de separação de 250 mL prepare o item 1 ou 2 de acordo com a tabela a seguir:

Funil Sol. sat. I2

em CCl4 (mL)

CCl4

puro (mL) 0,1M (mL)Sol. KI

1 25 - 100

2 15 10 100

5. Feche bem o funil e agite-o a cada 5 minutos durante 1 hora. Volte para o parágrafo 2.

6. Pegue 20 mL da fase aquosa do funil e titule com tiossulfato 0,1 mol/L, sem adicionar KI.

7. Pegue 20 mL da fase tetracloreto do funil e titule com tiossulfato 0,1 mol/L, desta vez adicionando 10 mL de solução de KI 0,1 mol/L.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

(20)

2. Calcular a constante de equilíbrio Keq, de acordo com a equação (5).

3. Compare seus resultados com os da literatura e comente.

Q

R

ELATÓRIO

B

IBLIOGRAFIA

(21)

PRÁTICA N° 6:

DETERMINAÇÃO DA SOLUBILIDADE MÚTUA DE DOIS LÍQUIDOS (SISTEMA BINÁRIO)

O

BJETIVO

Determinar a solubilidade mútua de dois líquidos parcialmente miscíveis, a partir do sistema binário água-fenol.

I

NTRODUÇÃO

Diz-se que dois líquidos são parcialmente miscíveis quando as solubilidades mútuas são limitadas. Quando se adiciona uma pequena quantidade de fenol à água sob temperatura ambiente, este se dissolve completamente, resultando em uma única fase líquida. Entretanto, com a adição de quantidades crescentes de fenol, formam-se, em certo ponto, duas camadas líquidas, uma delas consistindo de uma pequena quantidade de água dissolvida em fenol e a outra de uma pequena quantidade de fenol dissolvida em água. O prosseguimento da adição de fenol à mistura leva, por fim, ao surgimento de uma única fase líquida, composta de água em fenol.

Sob determinada temperatura e pressão, as soluções conjugadas, formadas pelos dois líquidos, possuem composições definidas, que podem ser determinadas experimentalmente. As composições das soluções conjugadas variam com a temperatura. O comportamento mais comum de dois líquidos parcialmente miscíveis é o de se tornarem miscíveis em todas as proporções acima de certa temperatura. Esta temperatura é denominada temperatura crítica superior.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Termômetro de 0-100 °C (± 0,5 °C); 01 Béquer de 600 mL;

02 Tubos de ensaio;

02 Pipetas de 10 mL + Pera de borracha ou seringa; 01 Agitador;

Solução fenólica 80 %; Água destilada.

P

ROCEDIMENTO

1. Monte o sistema de trabalho, constituído pelo termômetro e agitador, suspensos em uma rolha de borracha e encaixados dentro do tubo de ensaio, este preso a um suporte e mergulhado em banho de glicerina.

(22)

PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Pipete na capela, com a pera de borracha ou a seringa, 5 mL de solução fenólica 80 % e transfira para um tubo de ensaio. Adicione 1,8 mL de água destilada de forma a obter uma mistura com 59,4 % de fenol. Esta composição não é totalmente miscível a temperatura ambiente. Aqueça a mistura lentamente, em banho de glicerina, com chama branda, até o desaparecimento da opalescência e anote a temperatura.

2. Retire a mistura do banho e deixe-a resfriar lentamente até o reaparecimento da opalescência. Anote a temperatura.

3. Repita o procedimento, acrescentando à mistura anterior as seguintes quantidades de água, uma de cada vez: 1,0; 1,4; 2,0 e 1,5 mL. A composição de cada mistura, em cada caso, em (% m/m) de fenol, é, respectivamente, 52,0; 44,2; 36,4 e 32,2 %.

4. Pegue outro tubo de ensaio e coloque 2,0 mL de solução fenólica 80 %. Acrescente 4,6 mL de água, de forma a obter uma mistura com 25,0 % em fenol e, seguindo o mesmo procedimento anterior, determine a temperatura de miscibilidade total da mistura. Em seguida, acrescente a esta 2,6 e, posteriormente, 7,7 mL de água destilada, uma quantidade de cada vez, para obter fenol a 20,0 e 10,4 %, respectivamente. Faça determinações de temperaturas de miscibilidade nos dois casos.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Construa um gráfico da temperatura média de miscibilidade versus composição da mistura e, a partir do gráfico, encontre a temperatura crítica superior e a composição da mistura correspondente a esta. Compare seus resultados com os da literatura.

2. Determine a variância nas diversas regiões do diagrama (regra das fases). 3. Considere uma mistura de fenol e água com 40 % de fenol sob 50 °C.

Determine, para esta mistura, as composições das fases conjugadas e as quantidades relativas destas.

Q

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios? Discuta possíveis erros observados.

B

IBLIOGRAFIA

(23)

PRÁTICA N° 7:

DETERMINAÇÃO DA SOLUBILIDADE MÚTUA DE TRÊS LÍQUIDOS (SISTEMA TERNÁRIO)

O

BJETIVO

Determinar a solubilidade mútua de três líquidos parcialmente miscíveis, a partir do sistema ternário água-clorofórmio-ácido acético.

I

NTRODUÇÃO

Diagrama de fases ou diagrama de equilíbrio é um diagrama que ilustra o equilíbrio entre várias fases de substâncias constituintes de um sistema. Define-se faDefine-se como Define-sendo qualquer parte fisicamente distinta e homogênea de um sistema, separada das outras partes do sistema por superfícies definidas.

A regra das fases estabelece a relação entre os números de graus de liberdade (F), componentes (C) e fases (P) do sistema em equilíbrio:

F = C − P + 2 . (1)

Para sistemas de três componentes (C = 3) é possível se ter 4 graus de liberdade (F = 4), pois temperatura, pressão e concentrações de dois componentes podem variar independentemente. Visando a simplificação da representação gráfica das condições de equilíbrio para três componentes, o procedimento usual consiste em se manter o sistema sob temperatura constante (de modo que se eliminar um grau de liberdade) e representar os 3 graus restantes em um diagrama triangular equilátero (de lado é normalizado, de modo a representar a composição do sistema em frações molares, segundo a figura 1). Este diagrama possui uma importante propriedade: a soma das distâncias de um ponto no interior de um triângulo equilátero é igual a seu lado. Este fato é explorado para satisfazer a condição de que a soma das frações molares dos componentes de qualquer mistura é igual a 1.

(1) Vértices representam substâncias puras A, B, e C. (2) Lados representam sistemas binários AB, AC e BC. (3) Pontos internos representam sistemas ternários ABC. (4) A soma dos segmentos a, b e c é igual a 1.

Figura 1: Representação de um diagrama ternário.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Bureta de 50 mL;

(24)

09 Erlenmeyers de 150 mL providos de tampas; 09 Pipetas de 10 mL e 20 mL;

Ácido Acético Glacial (99,5%); Clorofórmio;

Água destilada.

P

ROCEDIMENTO

1. Coloque em cada um dos erlenmeyers as seguintes quantidades:

1 2 3 4 5 6 7 8 9

Água (mL)

1

3

6

8

10

12

15

18

19

Clorofórmio (mL)

19

17

14

12

10

8

5

2

1

1. Encha a bureta com ácido acético glacial e determine quanto deste deve ser adicionado a cada um dos erlenmeyres para que a turbidez seja completamente eliminada. Durante a adição de ácido acético, os erlenmeyeres devem ser vigorosamente agitados.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Calcule a composição de cada solução nos pontos em que a turbidez desaparece, em percentagem em massa ou em percentagem molar. (Densidades: clorofórmio = 1,48 g/mL; ácido acético = 1,05 g/mL)

2. A partir destes dados construa o diagrama ternário, unindo os pontos obtidos para obter a linha de solubilidade da mistura para a temperatura em que o experimento foi realizado.

3. Identifique cada uma das regiões do diagrama e informe como a solução se comporta nesta região.

Q

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios? Discuta possíveis erros observados.

B

IBLIOGRAFIA

(25)

PRÁTICA N° 8:

DETERMINAÇÃO DA CONDUTIVIDADE MOLAR DE ELETRÓLITOS FORTES E FRACOS

O

BJETIVO

Determinar a condutividade molar de solução de eletrólitos fortes e fracos pela técnica de condutivimetria.

I

NTRODUÇÃO

Uma corrente elétrica pode ser conduzida tanto por elétrons (em condutores metálicos) como por íons (em condutores iônicos e soluções eletrolíticas). A condutância (G, medida em siemens, S) é definida como o inverso da resistência (R, medida em ohms, Ω). Verifica-se experimentalmente que a condutância de uma amostra é proporcional a área da seção transversal (A, medida em metro-quadrado, m2_{) e inversamente proporcional ao seu}

comprimento (ℓ, medido metro, m), a constante de proporcionalidade sendo denominada condutividade (κ, medida em siemens por metro, S·m-1_):

G = κ⋅A

ℓ =

κ

K , com: K = ℓA , (1)

onde K é a constante de cela (medida em m-1_{; esta constante é característica da}

célula eletrolítica onde se faz a medida e deve ser informada pelo fabricante do equipamento, denominado condutivímetro).

A condutividade κ de uma solução é proporcional a concentração do íon, a magnitude de sua carga e a mobilidade deste. Deste modo, é conveniente só comparar a condutividade de soluções que contenham o mesmo número de cargas. Esta condição é satisfeita definindo-se a condutividade molar ou condutividade equivalente (Λ, medida em siemens metro quadrado por mol, S·m2_mol-1_{), obtida dividindo-se a condutividade pela concentração da solução:}

Λ = κ

c , (2)

onde c é a concentração da solução (em equivalente por litro). A condutividade molar aumenta com a diluição da solução e alcança um valor máximo à diluição infinita, denominada condutividade molar a diluição infinita (Λ0). Para soluções

diluídas de eletrólitos fortes, vale a relação de Kolhrausch:

Λ = Λ₀ − k_cc½ _, ₍₃₎

onde kc é uma constante determinada experimentalmente (e que depende mais

da proporção entre cátions e ânions por fórmula unitária do eletrólito do que da identidade do eletrólito). Esta relação pode ser usada para a determinação experimental de Λ0.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 14 Balões volumétricos de 100 mL;

(26)

01 Pipetas volumétricas de 20 mL, 10 mL, 5 mL; 01 Pipeta graduada de 5 mL; 01 Béquer de 25 mL; 01 Condutivímetro; Solução de KCl 0,100 mol/L.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: DETERMINAÇÃO DA CONDUTIVIDADE DE UM ELETRÓLITO FORTE 1. Ligue o condutivímetro e espere cerca de 1 hora;

2. Prepare 200 mL de uma solução de KCl 0,1 mol/L.

3. Prepare, por diluição, 50 mL das seguintes soluções de KCl: 0,10; 0,02; 0,01; 0,005; 0,002; 0,001; 0,0005 e 0,0002 mol/L.

4. Verifique a constante de célula do aparelho, utilizando o KCl 0,10 mol/L (condutividade: κ = 12,856 mmho/cm, a 25 °C).

5. Meça a condutividade de cada uma das soluções, começando com a mais diluída e finalizando com a mais concentrada. Lave a célula duas vezes com água destilada e uma vez com a solução em estudo antes de cada determinação.

PARTE B: DETERMINAÇÃO DA CONDUTIVIDADE DE UM ELETRÓLITO FRACO 1. Prepare 200 mL de uma solução de ácido acético 0,1 mol/L.

2. Prepare, por diluição, 50 mL das seguintes soluções de ácido acético: 0,05; 0,025; 0,0125; 0,005; 0,0025; 0,00125 e 0,0005 mol/L.

3. Repita o procedimento de medida da condutividade de cada uma das soluções, da mais diluída e para a mais concentrada (item 5 da parte A).

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Calcule, para cada concentração de KCl, a condutividade molar e construa um gráfico de Λ versus c1/2_{. Faça uma regressão linear e determine o valor}

de Λ0 para o KCl.

2. Calcule, para cada concentração de ácido acético, a condutividade molar e construa um gráfico de Λ versus c1/2_{. Faça uma regressão linear e compare}

este gráfico com o obtido para o KCl e comente.

3. Calcule o grau de dissociação  e a constante de dissociação do ácido Ka

para cada solução de ácido acético.

Q

R

ELATÓRIO

(27)

2. Sugira uma maneira de calcular a condutância equivalente à diluição infinita para o ácido acético.

B

IBLIOGRAFIA

(28)

PRÁTICA N° 9:

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE FARADAY E DO NÚMERO DE AVOGADRO

O

BJETIVO

Determinar a constante de Faraday e o número de Avogadro a partir de um experimento de eletrólise.

I

NTRODUÇÃO

Eletrólise é a decomposição de uma substância pela passagem da corrente elétrica. As reações de eletrólise ocorrem quando uma corrente elétrica fornecida por um gerador atravessa um meio contendo íons (soluções de eletrólitos, sais fundidos, etc). Para que haja eletrólise o sistema eletrolítico deve conter dois eletrodos, ligados ao circuito externo fornecedor de corrente. O eletrodo no qual ocorre redução é o cátodo (eletrodo que atrai cátions em solução), e aquele onde ocorre oxidação é o ânodo (eletrodo que atrai ânions em solução).

Esta experiência terá como primeira finalidade determinar a constante de Faraday, ou seja, a carga elétrica correspondente à passagem de um mol de elétrons pela solução. Para isso, uma solução de sulfato de cobre contendo eletrodos de cobre será eletrolisada. Ocorrerão as seguintes reações:

Cátodo: Cu_(aq)2+

+ 2e- _{→ Cu}

(s) . (1)

Ânodo: Cu_(s) → Cu_(aq)2+

+ 2e- _. ₍₂₎

Observa-se experimentalmente uma relação constante entre a massa da substância eletrolisada e a quantidade de carga que atravessa a solução (1a_Lei

de Faraday da eletrólise). A massa depositada no cátodo ou oxidada no ânodo correspondente à passagem de 1 mol de elétrons é igual a massa molar do elemento dividida pelo número de elétrons do processo (no presente caso, 2). Esta massa recebe o nome de equivalente eletroquímico. Se soubermos a massa molar do elemento M, a corrente média aplicada i, o tempo de eletrólise t, o número de elétrons da reação  e a massa m (depositada no cátodo ou oxidada no ânodo), pode-se calcular a constante de Faraday F:

m = M it

νF ⇒ F = M i tνm . (3)

Conhecido valor da constante de Faraday F e a carga do elétron e, pode-se calcular o número de Avogadro NA:

F = N_Ae ⇒ N_A = F

e . (4)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES 01 Béquer de 100 mL;

(29)

02 Eletrodos de Cobre de 10x100 mm; 01 Cronômetro;

01 Resistência variável (500 ohm e 75 W)

01 Fonte de corrente contínua (bateria de 12 V); Sulfato de Cobre Pentahidratado;

Ácido Sulfúrico concentrado; Álcool Etílico;

Ácido Nítrico 1:1.

P

ROCEDIMENTO

1. Pegue os eletrodos de cobre e lave-os com esponja de aço e sabão. Enxague com bastante água destilada e álcool etílico. Seque-os em estufa a 110 °C. Deixe esfriar e pese um dos eletrodos com precisão de ±0,1 mg. Este eletrodo servirá de cátodo.

2. Pegue um béquer de 100 mL e prepare a seguinte solução aquosa: 2,5 g de CuSO4·5H2O, 4 mL de H2SO4 concentrado e 1 mL de HNO3 1:1 e

complete até 100 mL com água destilada. Monte o circuito abaixo:

1. Feche o circuito e ajuste a resistência de tal modo que 100 mA passem pela solução e, no mesmo instante, acione o cronômetro. A cada minuto ajuste a tensão se necessário para manter a corrente constante. Deixe o sistema ligado por 20 min.

2. Retire o cátodo da solução e lave-o com água e álcool. Seque-o em estufa a 110 °C. Pese-o com precisão de ±0,1 mg.

(30)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Determine as massas de cobre depositadas no cátodo através das diferenças entre as pesagens iniciais e finais para cada caso.

2. Calcule a constante de Faraday e o número de Avogadro utilizando os diferentes tempos e as diferentes correntes elétricas do experimento, a partir das equações (3) e (4).

Q

R

ELATÓRIO

1. Os valores obtidos são satisfatórios? Discuta a precisão do método.

B

IBLIOGRAFIA

(31)

(32)

CONSTANTES FÍSICAS:

TABELAS DE DADOS

Á

GUA Temperatura (°C) Densidade (kg·m-3₎ Tensão γ (mN·m-1₎ Viscosidade  (μPa·s) 15 999,13 73,50 1138,20 20 998,23 72,75 1002,00 25 997,08 71,99 0890,30 30 995,68 71,20 0797,50 35 994,63 70,41 0719,50 40 992,25 69,60 0653,50

E

TANOL Temperatura (°C) Densidade(kg·m-3₎ Tensão γ (mN·m-1₎ Viscosidade  (μPa·s) 15 793,80 24,04 ? 20 788,89 23,29 1210,00 25 783,92 22,55 1150,00 30 778,91 21,81 1000,00 35 773,85 21,45 0920,00 40 768,74 21,08 0830,00

A

CETONA Temperatura (°C) Densidade (kg·m-3₎ Tensão _(mN·m-1γ₎ Viscosidade  (μPa·s) 15 796,69 23,66 0338,38 20 791,25 23,12 0322,95 25 785,76 22,33 0308,40 30 780,20 21,80 0295,42 35 774,58 21,19 0283,45 40 768,90 20,80 0272,39

(33)

TERMODINÂMICA QUÍMICA II:

SUGESTÃO DE PROGRAMAÇÃO DE PRÁTICAS

Grupo Prática 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 Parte 2Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 2 Parte 2Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 3 Parte 2Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 4 Parte 2Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 5 Parte 2Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 6 Parte 2Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 7 Parte 2Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 8 Parte 2Prática N° 8 Parte 2 Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 9 Parte 2Prática N° 9 Parte 2 Prática N° 1 Parte 2 Prática N° 2 Parte 2 Prática N° 3 Parte 2 Prática N° 4 Parte 2 Prática N° 5 Parte 2 Prática N° 6 Parte 2 Prática N° 7 Parte 2 Prática N° 8