QuimFisicaM [Manual Fundamentos].pdf

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(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

1-18;19-47;103;104;105

P

ARTE

2: T

ERMODINÂMICA

Q

UÍMICA

II

PRÁTICA N° 1: TENSÃO SUPERFICIAL

PRÁTICA N° 2: VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO PRÁTICA N° 3: VOLUME MOLAR PARCIAL 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

1-18;48-72;103;104;106

P

ARTE

3: C

INÉTICA

Q

UÍMICA

PRÁTICA N° 1: PARÂMETROS CINÉTICOS PELO 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 POR FOTOCOLORIMETRIA PRÁTICA N° 5: CONSTANTE DE VELOC. POR TITULOMETRIA

PRÁTICA N° 6: CONSTANTE DE VELOC. POR POLARIMETRIA PRÁTICA N° 7: CATÁLISE ENZIMÁTICA VIA FOTOCOLORIMETRIA PRÁTICA N° 8: ISOTERMA DE ADSORÇÃO VIA TITULOMETRIA

1-18;73-102;103;104;107

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

1-18;19;29-31;32-35;38-40;48;49-50;51-53;54-56;73; 77-80;81-84;85-88;103;104;108

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:

ATITUDES SEGURAS NO LABORATÓRIO E TRATAMENTO DE DADOS

O

BSERVAÇÕES

I

NICIAIS

1. Segurança no Laboratório: A participação nas aulas práticas só será permitida se o aluno estiver portando o seu caderno de laboratório e vestido adequadamente (calça, sapato e bata). É de suma importância que cada aluno se esforce para manter o laboratório limpo e organizado, de forma a permitir o seu uso posterior.

2. Tempo da Atividade: Em todas as aulas práticas os alunos devem trazer seus cadernos de laboratório devidamente organizados, contendo o pré-relatório e as tabelas a serem preenchidas com os dados dos experimentos. A critério do professor, a realização da atividade prática poderá ser suspensa caso o caderno de laboratório pré-organizado não seja apresentado no início da atividade.

3. Avaliação da Prática: O caderno de laboratório deve conter o tratamento de dados referente a cada prática, cuja cópia deve ser entregue ao professor no início da aula prática seguinte. Este procedimento deve ser feito antes da elaboração do relatório final da atividade prática.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Em matemática 10 é igual a 10,0. Entretanto, nas ciências experimentais esses números não são 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.

(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).

A determinação da precisão é feita pela percentagem de erro da medida. Por exemplo, duas medidas deram 1,25±0,02 g e 1,2500±0,0002 g, de modo que a precisão das medidas é:

1ª Medida: 0,02

1,25 = 0,016 = 1,6 %

2ª Medida: 0,0002

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

(5)

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

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 =

|

MedidaReferência

|

, e o erro relativo:

%Erro =

|

MedidaReferência

Referência

|

.

FONTESDE 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)

ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIOS:

DOCUMENTAÇÃO ANTERIOR A REALIZAÇÃO DAS PRÁTICAS

O

BSERVAÇÕES

I

NICIAIS

1.

Cada aluno deve preparar um pré-relatório manuscrito em seu caderno de laboratório. O objetivo do pré-relatório é o de permitir que o aluno tome conhecimento dos detalhes do experimento antes de sua ida ao laboratório, bem como possibilitar a execução rápida e eficiente da atividade prática. É de suma importância a preparação antecipada do pré-relatório para a compreensão das bases teóricas e do roteiro da prática para o bom aproveitamento acadêmico.

2. A realização da prática dependerá, a critério do professor responsável, da apresentação do pré-relatório no início das atividades no laboratório.

C

OMPONENTES DO

P

-R

ELATÓRIO

Este material deve conter os seguintes itens:

1. MATERIAIS:

Lista completa de todos os equipamentos e reagentes a serem utilizados.

2. PROCEDIMENTO:

Descrição resumida do procedimento da prática. Deve-se evitar a simples cópia do roteiro da prática.

3. QUESTÕES:

Discussão sobre as questões sugeridas no manual do laboratório.

4. DADOS:

Quando for necessária a preparação de soluções, todos os cálculos relativos a massas e volumes a serem medidos devem constar neste item. Deve-se reservar um espaço para o registro das massas e volumes a serem efetivamente medidos na atividade prática. Quando necessário, tabelas (devidamente legendadas) para o registro dos dados a serem medidos devem ser preparadas e incluídas nesta seção. Deve-se tomar cuidado com o registro correto dos algarismos significativos e unidades de medida.

(7)

Materiais: 2 Béqueres de 250 mL;

2 Pipetas Volumétricas de 50±0,1 mL;

2 Termômetros Digitais (0-100 °C±0,1 °C);

100 mL de Ácido Clorídrico (HCl) 1,0 M;

100 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1,0 M;

...

Procedimento: Resumido, mas facilmente compreensível...

Questões: Devidamente respondidas...

Dados: 100 mL HCl 1,0 M.

MHCl = 36,46 g/mol, pHCl = 38 %, ρHCl(Conc.) = 1,181 g/mL

mHCl = cHClMHClVsol/p

VHCl = mHCl/ρHCl =cHClMHClVsol/pρHCl

VHCl= (1,0 mol/L)(36,66 g/mol)(0,100 L)/(0,38)(1,181 g/mL)

VHCl= 8,12 mL

100 mL NaOH 1,0 M.

MNaOH = 40,00 g/mol, pNaOH = 99 %

mNaOH = cNaOHMNaOHVNaOH/p

mNaOH= (1,0 mol/L)(40,00 g/mol)(0,100 L)/(0,99)

mNaOH= 4,04 g

VHCl: ±0,1 mL

mNaOH: ±0,0001 g

Reação entre HCl 1,0 M (50±0,1 mL) e NaOH 1,0 M (50±0,1 mL).

Tempo (s) THCl (°C) TNaOH (°C) Tcalorímetro (°C)

10

...

(8)

ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS:

DOCUMENTAÇÃO POSTERIOR A REALIZAÇÃO DAS PRÁTICAS

O

BSERVAÇÕES

I

NICIAIS

1.

O relatório deve ser, preferencialmente, impresso em papel tamanho A4, com fonte Times 12, Arial 11 ou Verdana 11, espaçamento 1,5 e títulos/subtítulos em negrito e letras maiúsculas.

2.

O relatório deve ser bem organizado e conciso, sem sacrificar a clareza. Atenção especial deve ser dada ao estilo literário científico compatível ao esperado para a disciplina. Ortografia e regras gramaticais não devem ser negligenciadas e serão penalizadas, a critério do professor responsável, caso não atendam a níveis adequados.

3.

Equações matemáticas devem ser acompanhadas de material verbal suficiente para deixar claro os significados dos termos empregados. Gráficos e tabelas devem ser adequadamente legendadas, com especial atenção a algarismos significativos e unidades de medida.

4.

O relatório elaborado deve ser, acima de tudo, um material original. Objetiva-se, com isto, o desenvolvimento da habilidade de escrever de forma concisa e eloquente, obedecendo a padrões rígidos impostos a argumentação científica.

5. O material deve ser elaborado no formato de “relatório completo” ou “relatório curto”, a critério do professor responsável.

R

ELATÓRIO

C

OMPLETO

Este formato deve conter os seguintes componentes:

1. CAPA:

Título e número da prática, identificação do(s) aluno(s) e da turma(s) (ex.: Bacharelado em Química), data da realização do experimento e nome do professor responsável.

2. RESUMO:

Texto contendo entre 5 e 10 linhas resumindo todo o relatório (objetivos, procedimentos e resultados).

3. OBJETIVOS:

Com verbo no infinitivo, indicando o(s) objetivo(s) da prática.

4. INTRODUÇÃO:

(9)

5. MATERIAIS E MÉTODOS:

Deve ser apresentado em 3 subitens: Equipamentos, Reagentes e Procedimento.

5.1.Equipamentos: Informar, na forma de itens, todos os materiais e equipamentos utilizados. Ex.:

◦ Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); ◦ Termômetro (0-100 °C±0,5 °C).

5.2.Reagentes: Informar, na forma de itens, todos os reagentes utilizados, com formulação e concentração. Ex.:

◦ Ácido clorídrico concentrado (Hcl);

◦ Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,50 mol/L.

5.3.Procedimento: Descrever o procedimento realizado, com detalhes, levando-se em conta as possíveis diferenças do roteiro da prática. Os verbos devem estar no passado e de forma impessoal. Ex.:

◦ “Colocou-se...” ou “foram colocados...”.

6. RESULTADOS E DISCUSSÃO:

Colocar todos os resultados alcançados na ordem em que foram adquiridos, apresentado-os com clareza e organização.

◦ Fazer uso de quadros, tabelas, gráficos e figuras, quando conveniente, devendo ser numerados e mencionados no texto antes de suas colocações no documento. Quadros apresentam as laterais fechadas e as tabelas apresentam as laterais abertas. Figuras facilitam a ilustração de um esquema ou montagem experimental, e gráficos facilitam a ilustração de uma tendência, devendo ser priorizados se os resultados o permitirem. Gráficos devem conter escalas coerentes aos valores mínimos e máximos dos pontos, com eixos rotulados com o símbolo da grandeza ou palavras que a definam, com as unidades indicadas entre parênteses. Em todos os casos deve-se utilizar legendas autoexplicativas, posicionadas na parte superior em tabelas, e na parte inferior em quadros, figuras e gráficos.

◦ Todos os dados numéricos obtidos através de medidas devem apresentar unidades, fazendo-se o uso correto de algarismos significativos. Deve-se informar nesta seção os erros absolutos e relativos (erros relacionados a precisão das medidas). Todos os cálculos relativos ao tratamento de dados devem ser apresentados neste item, atentando-se rigorosamente as regras operacionais de análise dimensional. No caso de cálculos repetitivos, apenas um deve ser realizado em detalhes, e os demais devem ser apresentados em uma tabela. Quando um valor de referência estiver disponível a partir de dados da literatura, deve-se informar nesta seção os erros absolutos e relativos obtidos (erros relacionados a exatidão dos resultados).

(10)

7. CONCLUSÕES:

Apresentar as conclusões de forma clara e resumida a partir dos resultados obtidos. Deve-se indicar os conceitos mais relevantes apreendidos durante a execução do experimento ou durante a elaboração do relatório.

8. QUESTÕES:

Discussão das questões sugeridas no roteiro da prática.

9. REFERÊNCIAS:

Listar as referências consultadas para a realização do relatório de acordo com a ABNT (Associação Brasileira de Normas técnicas), com a numeração adequada. Ex.:

1. SOBRENOME, Iniciais; Título do Livro, Nº da Edição, Local da Publicação, Editora, Páginas Consultadas, Ano.

2. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, p. 84, 2004.

3. CORSARO, G. Colorimetric Chemical Kinetics Experiment. J. Chem. Educ., v. 41, n. 1, p. 48, 1964.

R

ELATÓRIO

C

URTO

Este formato deve conter os seguintes componentes:

1. CAPA:

Título e número da prática, identificação do(s) aluno(s) e da turma(s), data da realização do experimento e nome do professor responsável.

2. DADOS:

Colocar todos os resultados alcançados na ordem em que foram adquiridos, apresentado-os com clareza e organização.(*)

3. TRATAMENTO DE DADOS:

Todos os cálculos relativos ao tratamento de dados devem ser apresentados neste item.(*)

4. ANÁLISE DE ERROS:

Deve-se informar nesta seção os erros absolutos e relativos (relacionados a precisão e exatidão das medidas).(*)

5. CONCLUSÕES:

Apresentar as conclusões de forma clara e resumida a partir dos resultados obtidos.

6. QUESTÕES:

Discussão das questões sugeridas no roteiro da prática.

7. REFERÊNCIAS:

Listar as referências consultadas de acordo com a ABNT.(*)

(11)

M

ODELO DE

R

ELATÓRIO

UNIVERSIDADE FEDERALDA PARAÍBA – UFPB Departamento de Química – DQ/CCEN

Prática Nº 1: Determinação do

Calor de Neutralização

Grupo: Fulano de Andrade Sicrano de Bezerra Turma: Bacharelado em Química Data: 27 de agosto de 2014

(12)

R

ESUMO

Neste experimento, utilizou-se um calorímetro adiabático (constituído de uma garrafa térmica e um termômetro digital) para a determinação do calor liberado em uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl 0,1 M) e hidróxido de sódio (NaOH 0,1 M) concentrados. Os resultados obtidos indicam que, apesar da simplicidade da montagem experimental, é possível obter uma boa concordância com resultados tabelados.

O

BJETIVOS

Determinar o calor de neutralização em uma reação ácido-base a partir de um simples experimento de calibração de um calorímetro.

I

NTRODUÇÃO

A calorimetria permite determinar a troca de calor envolvida em um processo químico ou físico. O conhecimento deste tipo de dado pe muito importante em diversas áreas, como a indústria química (calor liberado ou absorvido em um processo) e alimentícia (onde se determina o “teor calórico” de alimentos). Um calorímetro é um aparelho simples, termicamente isolado, que possibilita medir a quantidade de calor envolvida em um processo a partir da determinação da variação de temperatura medida em seu interior. Conhecendo-se a capacidade calorífica Ccal do calorímetro é possível determinar a quantidade de calor qproc envolvida no processo a partir da determinação da variação de temperatura ΔT medida no calorímetro e da aplicação da 1ª Lei da Termodinâmica, segundo a qual:

Calor do Processo = −Calor do Calorímetro ⇒ qproc = −CcalΔT .

(...)

M

ATERIAIS

& M

ÉTODOS

EQUIPAMENTOS

• 01 Garrafa Térmica de 500 mL;

• 01 Béquer de 200 mL;

• 01 Proveta de 100 mL;

• 01 Chapa Elétrica Aquecedora;

• 02 Termômetros Digitais (0-100 °C±0,1 °C).

REAGENTES

• HCl 1,0 mol/L;

(13)

PROCEDIMENTO

Inicialmente, procedeu-se a calibração do calorímetro, constituído de uma garrafa térmica e 100 mL de água destilada. Colocou-se 100 mL de água destilada, sob temperatura ambiente, no interior da garrafa térmica (recipiente calorimétrico) e anotou-se a temperatura (T1(1)) de equilíbrio. Em seguida, aqueceu-se 100 mL de água destilada em um béquer de 200 mL até ~80 °C. Transferiu-se 50 mL da água aquecida para uma proveta de 100 mL e devolveu-se a água ao béquer. Repetiu-devolveu-se este procedimento 3 vezes de modo que a proveta entrasse em equilíbrio térmico com a água aquecida. Finalmente, coletou-se 50 mL da água aquecida com a proveta, anotou-se a temperatura (T2(1)) e transferiu-se a água aquecida para o interior do calorímetro. Esperou-se o equilíbrio térmico ser alcançado e anotou-se a temperatura de equilíbrio (Tf(1)).

Em seguida, esvaziou-se o calorímetro, que foi lavado com bastante água da torneira e depois com água destilada. Com o calorímetro lavado, colocou-se 50 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L em seu interior e anotou-se a temperatura (Ti(2)). Pegou-se 50 mL de uma solução de HCl 1,0 mol/L, sob a mesma temperatura do interior do calorímetro (Ti(2)), e colocou-se esta solução sobre a solução de hidróxido de sódio do calorímetro. Esta última etapa restaurou o volume inicial do calorímetro. Agitou-se suavemente a mistura e anotou-se a temperatura de equilíbrio (Tf(2)).

R

ESULTADOS E

D

ISCUSSÃO

DADOS

VHCl = 8,1 mL (±0,1 mL)

cHCl = VHClHCl/MHClVsol

= (8,1 mL)(0,38)(1,181 g/mL)/(36,66 g/mol)(0,100 L) = 0,9916 mol/L

Vsol(1) = 50,0 mL (±0,1 mL)

s(VHCl) = 0,1/8,1 = 1,2 % [Erro Relativo (Precisão)]

mNaOH = 4,0381 g (±0,0001 g) [s(mNaOH) = 0,1/8,1 = 1,2 %]

cNaOH = mNaOHp/MnaOHVsol

= (4,0381 g)(0,99)/(40,00 g/mol)(0,100 L) = 0,9949 mol/L

Vsol(2) = 50,0 mL (±0,1 mL)

(14)

Tabela 1: Temperatura da água aquecida utilizada para a calibração do Calorímetro e temperatura da mistura calorimétrica até equilibração.

Tempo (s) TÁgua (°C) TCal (°C) TCal+Água (°C)

0 76,5 (±0,1) 28,0 (±0,1)

---30 76,4 (±0,1) 28,0 (±0,1)

---60 76,3 (±0,1) 28,0 (±0,1)

---… … … …

180 76,1 (±0,1) 28,0 (±0,1)

---190 --- --- 44,3 (±0,1)

200 --- --- 44,4 (±0,1)

210 --- --- 44,5 (±0,1)

… … … …

330 --- --- 44,5 (±0,1)

340 --- --- 44,5 (±0,1)

350 --- --- 44,4 (±0,1)

--- --- ---

---TÁgua (°C) TCal (°C) TCal+Água (°C)

(15)

Tabela 2: Temperatura da solução de HCl 1,0 M (50±0,1 mL) e NaOH 1,0 M (50±0,1 mL) antes da mistura e temperatura da solução calorimétrica até equilibração.

Tempo (s) THCl (°C) TNaOH (°C) TCal (°C)

0 28,7 (±0,1) 28,4 (±0,1)

---30 28,6 (±0,1) 28,3 (±0,1)

---60 28,5 (±0,1) 28,2 (±0,1)

---… … … …

180 28,0 (±0,1) 28,0 (±0,1)

---190 --- --- 28,1 (±0,1)

200 --- --- 28,2 (±0,1)

210 --- --- 28,3 (±0,1)

… … … …

330 28,7 (±0,1)

340 28,7 (±0,1)

350 28,6 (±0,1)

--- --- ---

---THCl (°C) TNaOH (°C) TCal (°C)

(16)

TRATAMENTO DE DADOS

Capacidade Calorífica do Calorímetro:

cÁgua = 4,201±0,002 J/g°C[1]

ρÁgua = 9,9568±0,0022 g/mL (a 30 °C)[1]

VÁgua = 50,0±0,1 mL

ΔTÁgua = 44,5-76,1 °C = -31,6 °C ± sT)[*] ΔTCal(1) = 44,5-28,0 °C = +16,5 °C ± sT)[*]

Ccal = -ρÁguaVÁguacÁguaΔTÁgua/ΔTCal(1)

= -(4,201 J/g°C)(9,9568 g/mL)(50,0 mL)(-31,6 °C)/

= -(+16,5 °C)

= -4.005,397 J/°C = 4,01 kJ/°C ± s(Ccal)[**]

sT) = √[(0,1 °C)²+(0,1 °C)²] = 0,1 °C

sr(Ccal) = √[(0,0022/9,9568)²+(0,1/50,0)²+(0,002/4,201)²+

= √(0,1/31,6)2+(0,1/16,5)2] = 0,007

s(Ccal) = Ccal × sr(Ccal)

= 4.005,397 J/°C × 0,007

= 28,0 J/°C → Ccal = 4.005±28 J/°C

[*] Diferença: desvio padrão absoluto (s)

[**] Produto: desvio padrão relativo (s

r) →(s)

Entalpia de Neutralização Molar:

nHCl = cHClVsol(1)

= (0,9916 mol/L)(0,050 mL) = 0,0495 mol ± s(nHCl)

nNaOH = cNaOHVsol(2)

= (0,9949 mol/L)(0,050 mL) = 0,0497 mol ± s(nNaOH)

nNeu = 0,0495 mol ± s(nNeu) [Menor valor] ΔTCal(2) = 23,7-23,0 °C = +0,7 °C ± sT) ΔHNeu(Exp) = -CCalΔTCal(2)/nNeu

= -(4.005 J/°C)(+0,7 °C)/(0,0495 mol) = -56,636 kJ/mol ± sHNeu)

(17)

DISCUSSÃO

A variação temporal abrupta da temperatura é devida a rápida reação de neutralização de um ácido forte e uma base forte. Por outro lado, a relativa estabilidade da temperatura por alguns minutos após a neutralização sugere que, apesar da simplicidade da montagem experimental, a mesma serve para dar um resultado aproximado para a entalpia molar da reação em estudo. O valor negativo obtido para a entalpia molar é consistente com o esperado para uma reação exotérmica como a de neutralização. (...)

Figura 1: Variação temporal da temperatura devida a reação de neutralização HCl 1,0 M + NaOH 1,0 M.[***]

(***) Este gráfico foi utilizado aqui apenas como ilustração. No entanto, neste

caso específico a sua utilização em um relatório real seria inadequada, uma vez que apenas repete os dados da Tabela 2.

ANÁLISE DE ERROS

Uma análise das diversas fontes de erro (a partir dos limites de precisão das diferentes quantidades medidas) indica que as ordens de grandezas das diferentes contribuições são bem diferentes, de modo a contribuírem em diferentes escalas para a exatidão do resultado final. Por exemplo, a incerteza nas medidas de volume (1,2 %) são muito maiores que as relativas as massas (0,0025 %). Portanto, é de se esperar que a utilização de balanças mais precisas não deve contribuir para a melhoria dos resultados experimentais. (…)

eHNeu) = |ΔHNeu(Exp)-ΔHNeu(Ref)| [Erro Absoluto (Exatidão)] = |-56,636+57,300| kJ/mol

= 0,664 kJ/mol

er(ΔHNeu) = |ΔHNeu(Exp)-ΔHNeu(Ref)|/ΔHNeu(Ref) [Erro Relativo (Exatidão)] = (0,664)/(57,300)

= 0,0116 = 1,16 %

180 200 220 240 260 280 300 320 340 360

28,0 28,1 28,2 28,3 28,4 28,5 28,6 28,7 28,8

Tempo (s)

Te

m

p

e

ra

tu

ra

(

°C

(18)

Q

UESTÕES

1. Os resultados obtidos são satisfatórios?

Razoáveis, uma vez que o erro obtido para a entalpia molar de neutralização difere do valor de referência na ordem de, apenas, 1 %.

(...)

R

EFERÊNCIAS

1. LENNON, J.; Handbook of Chemistry and Physics, p. 321, 2001.

2. MCCARTNEY, P.; Thermochemical Experiment, J. Chem. Educ., 1(2), 34, 2002.

3. HARRISON, G.; Experimental Physical Chemistry, J. Chem. Educ., 5(6), 78, 2003.

(19)
(20)

PRÁTICA N° 1:

VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE

O

BJETIVO

Determinar experimentalmente a relação entre a pressão e o volume de uma amostra de ar à temperatura constante.

I

NTRODUÇÃO

Boyle e Mariotte enunciaram, a partir de resultados experimentais, uma lei que rege as variações de volume e de pressão, à temperatura e composição constantes. Esta lei é válida para os gases ideais e, experimentalmente, é comprovada variando-se a pressão de um gás, à temperatura constante, e determinando o seu volume. Esta lei pode ser expressa da seguinte maneira: “À temperatura constante, o produto da pressão de uma determinada amostra de um gás pelo seu volume é constante”. Matematicamente: pV = constante, onde

p é a pressão exercida sobre o gás e V o volume da amostra gasosa.

A amostra de ar é mantida a uma temperatura constante e varia-se seu volume. A pressão é medida por um manômetro a água. A pressão da amostra de ar é igual à pressão da coluna d’água mais a pressão atmosférica, que é lida no barômetro do laboratório em milímetros de mercúrio e deve ser convertida em centímetros de água. A pressão medida inclui a pressão de vapor da água. Para obter a pressão do ar seco, deve-se subtrair a pressão de vapor da água na temperatura do experimento.

(1) Balão de nível.

(2) Balão contendo o gás. (3) Bureta.

(21)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Balão de nível; 01 Balão volumétrico; 01 Bureta;

02 Mangueiras de silicone;

Água destilada.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL

1. Para obter o volume do ar contido no balão e no tubo de borracha até o zero da bureta de gás (volume morto), desconecte o tubo de borracha no ponto A. Encha o balão, o tubo de borracha e a bureta, até o zero, com água destilada. Elimine bolhas de ar comprimindo o tubo de borracha. Transfira a água cuidadosamente, evitando perdas, para um bécher previamente tarado. Pese o bécher com a água (utilize a balança mecânica de contrapesos).

2. Reconecte o tubo de borracha em A. Desconecte agora o tubo de borracha no ponto B. Encha o balão de nível até à metade com água destilada. Não deixe bolhas de ar. Ajuste a altura do balão de nível de modo que a bureta fique com água pela metade.

3. Reconecte o tubo de borracha ao ponto A. Verifique se o balão ficou bem fechado.

4. Prepare uma tabela no seu caderno de laboratório com uma coluna para volumes em mililitros e duas colunas para alturas em centímetros.

PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Comprima a amostra de ar elevando o balão de nível até que o nível d’água na bureta fique a um ou dois milímetros da marca superior. Anote a altura da água no balão de nível (h2) e na bureta (h1). Se necessário, extrapole a escala da bureta com o auxílio de uma régua graduada.

2. Faça de cinco a dez medidas, baixando o balão de nível até que todo o volume da bureta seja utilizado.

(22)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Apresente os dados obtidos em uma tabela de pressão em função do volume.

2. Determine o volume fixo de ar no equipamento (volume morto), dividindo a massa de água obtida na etapa 1 da parte A do procedimento pela densidade da água na temperatura do experimento. Cada amostra de ar terá o volume medido na bureta mais o volume morto.

3. Calcule a pressão total do ar seco em centímetros de água, subtraindo, para cada medida, a pressão de vapor da água. Some a cada valor a pressão da atmosfera (lida no barômetro do laboratório), convertida de milímetros de mercúrio para centímetros de água. Utilize, para a conversão de unidades, a relação: p = ρgh.

4. Apresente tabelas de pressão (em centímetros de água) em função do volume, e calcule o produto pV em função da pressão para cada medida. 5. Trace o gráfico 1/V = f(p) e encontre a melhor reta.

6. Trace o gráfico pV = f(p) e determine o valor médio da constante.

7. Discuta os resultados, apontando possíveis causas de desvios em relação à lei de Boyle, caso elas sejam observadas.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Que tipos de curvas foram obtidas a partir do tratamento dos dados?

2. Faça uma regressão linear para o gráfico do item 6 e obtenha a equação que melhor descreve os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei de Boyle.

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.

4. Como o objetivo da prática é verificar se o produto pV é constante, é interessante verificar o quanto as medidas experimentais se distanciam de um valor médio.

5. Caso as medidas experimentais não confirmem a lei de Boyle, indique uma maneira de verificar o quanto as medidas se distanciam do desejado.

B

IBLIOGRAFIA

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

(23)

PRÁTICA N° 2:

VERIFICAÇÃO DA LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC

O

BJETIVO

Verificar a validade da lei de Charles e Gay-Lussac para uma amostra de ar, utilizando um sistema hidrostático.

I

NTRODUÇÃO

Para verificar experimentalmente a lei de Charles e Gay-Lussac, mede-se a pressão de uma amostra de ar, mantida a volume constante no sistema hidrostático da figura 1, a diferentes temperaturas. O balão 1 é imerso em um banho de água (não ilustrado na figura) de modo que a temperatura da amostra de ar pode ser variada adicionando-se água quente, água fria ou gelo triturado ao banho. A pressão do ar será igual à pressão da coluna d’água (diferença entre os dois níveis de água no sistema: ∆h = h2 - h1) mais a pressão atmosférica. A pressão da atmosfera é lida no barômetro do laboratório, em milímetros de mercúrio, e deve ser corrigida para centímetros de água. A pressão medida inclui a pressão de vapor da água. Para obter a pressão do ar seco, deve-se subtrair do valor medido a pressão de vapor da água a cada temperatura do experimento.

(1) Cuba contendo água; (2) Balão contendo o ar; (3) Bureta;

(4) Termômetro;

(5) Resistência elétrica para aquecimento; (6) Régua;

(7) Balão de nível.

(24)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Balão de nível; 01 Balão volumétrico; 01 Bureta;

01 Termômetro (0-100 °C±0,5 °C); 01 Resistência elétrica;

02 Mangueiras de silicone; 01 Régua graduada;

Água destilada.

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL

1. Monte o sistema hidrostático da figura 1. Mantenha o balão contendo ar imerso em um banho de água à temperatura ambiente. Agite a água do banho com um bastão de vidro para homogeneizar a temperatura.

2. Encha o balão de nível até a metade com água destilada. Abaixe-o até que o nível de água na bureta de gás fique entre 10 e 15 mililitros. Ajuste a altura do balão de nível até que a água fique à mesma altura nos dois lados do tubo em U(faça marcas para se orientar).

PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Registre em uma tabela os dados, colocando colunas para a temperatura e para as alturas do nível da água na bureta (h1) e do balão de nível (h2). 2. Misture água gelada ao banho até conseguir uma temperatura

razoavelmente constante, em torno de 20 °C.

3. Ajuste a altura do balão de nível para que o volume fique constante, mantendo os níveis de água no tubo em U sempre nas marcas.

4. Anote a temperatura e as novas alturas h1 e h2.

5. Repita o procedimento, acrescentando gelo ao banho, variando a temperatura em cerca de 5 oC para cada ponto, anotando a temperatura e as alturas em cada etapa.

6. Remova o gelo e aqueça o banho suavemente, com cuidado para manter o nível de água no tubo em U, e meça as alturas, como anteriormente, variando a temperatura em cerca de 5 oC para cada ponto.

(25)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Apresente os dados obtidos em uma tabela: temperatura (T), altura da coluna de água na bureta (h1) e altura da coluna de ar no balão de nível (h2).

2. Para cada temperatura, calcule a pressão total do ar úmido e corrija-a, subtraindo a pressão de vapor da água para obter a pressão do ar seco. Adicione a pressão atmosférica, convertida de milímetros de mercúrio para centímetros, de água. Apresente os dados calculados em uma tabela. 3. Trace o gráfico da pressão do ar seco (em centímetros de água) em função

da temperatura (em °C).

4. Obtenha a melhor reta (p = kt(oC) + kT

0) pelo método dos mínimos quadrados (regressão linear) e encontre T0.

5. Compare seu resultado com o valor 273,15 e discuta, calculando erros.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Que tipos de curvas foram obtidas a partir do tratamento dos dados?

2. Faça uma regressão linear para o gráfico e obtenha a equação que melhor descreve os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei de Charles. 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.

4. Como o objetivo da prática é verificar se V é proporcional a T, é interessante verificar o quanto as medidas experimentais se distanciam de um valor médio.

5. Caso as medidas experimentais não confirmem a lei de Charles, indique uma maneira de verificar o quanto as medidas se distanciam do desejado.

B

IBLIOGRAFIA

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

(26)

PRÁTICA N° 4:

DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO POR CALORIMETRIA

O

BJETIVO

Determinar o calor específico de um sólido a partir de um simples experimento de calibração de um calorímetro.

I

NTRODUÇÃO

Calor pode ser definido como uma quantidade que se transfere de um corpo a outro como consequência exclusiva de uma diferença de temperatura entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor recebida por um sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de temperatura produzido, ou seja:

q = C ×(T2T1) , (1)

onde T1 e T2 são as temperaturas inicial e final do sistema, respectivamente, e C é uma constante de proporcionalidade, denominada capacidade calorífica média, a qual depende da natureza, do estado físico e do tamanho do sistema. Se dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, obtém-se a capacidade calorífica específica, ou simplesmente calor específico, do sistema, c:

c = C

mC = mc . (2)

De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma quantidade de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas diferentes, a quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte forma:

q1 = −q2q1 + q2 = 0 , (3)

onde q1 é a quantidade de energia perdida pelo corpo 1 e q2 a quantidade de energia ganha pelo corpo 2. Se substituirmos q1 e q2, teremos:

C1×(TfT1) = −C2×(TfT2) , (4)

onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2, T1 e T2 as temperaturas iniciais dos sistemas 1 e 2 e Tf a temperatura final (de equilíbrio).

(27)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Calorímetro adiabático de isopor; 01 Copo de alumínio.

01 Esfera de ferro metálico; 01 Esfera de chumbo metálico; 01 Proveta de 250 mL;

01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); 01 Balança mecânica;

02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO

1. Coloque 200 mL de água destilada no interior do sistema calorimétrico e deixe-o alcançar o equilíbrio térmico. Anote a temperatura.

2. Pese uma quantidade de ferro metálico (c = 0,106 cal/g°C) em balança adequada (mecânica). Aqueça-a em água destilada até que esta entre em ebulição e anote a temperatura. Em seguida, transfira rapidamente o ferro metálico para o sistema calorimétrico, espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura de equilíbrio.

3. Utilize estes dados para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico.

PARTE B: DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICODE UM SÓLIDO 1. Esvazie e lave o calorímetro.

(28)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Utilize as equações (1) a (4) e os valores de temperaturas obtidos na parte A para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico.

2. Utilizando a equação (4), os dados da segunda parte e o resultado anterior, determine o calor específico do chumbo.

3. Compare seus resultados com os da literatura. Calcule o erro relativo e o absoluto e discuta sobre as diferenças.

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. 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

IBLIOGRAFIA

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

(29)

PRÁTICA N° 5:

DETERMINAÇÃO DO CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO, DISSOLUÇÃO E DILUIÇÃO

O

BJETIVO

Determinar o calor de neutralização (em uma reação ácido-base) e dissolução (na solubilização de um soluto em água).

I

NTRODUÇÃO

Calor pode ser definido como uma quantidade que se transfere de um corpo a outro como consequência exclusiva de uma diferença de temperatura entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor recebida por um sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de temperatura produzido, ou seja:

q = C ×(TfTi) , (1)

onde Ti e Tf são as temperaturas final e inicial do sistema, respectivamente, e C é uma constante de proporcionalidade, denominada capacidade calorífica média, a qual depende da natureza, do estado físico e do tamanho do sistema. Se dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, obtém-se a capacidade calorífica específica, ou simplesmente calor específico, do sistema, c:

c = C

mC = mc . (2)

De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma quantidade de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas diferentes, a quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte forma:

q1 = −q2q1 + q2 = 0 , (3)

onde q1 é a quantidade de energia perdida pelo corpo 1 e q2 a quantidade de energia ganha pelo corpo 2. Se substituirmos q1 e q2, teremos:

C1×(TfT1) = −C2×(TfT2) , (4)

onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2, T1 e T2 as temperaturas iniciais dos sistemas 1 e 2 e Tf a temperatura final (de equilíbrio).

(30)

Calor de neutralização é o calor liberado quando um mol de um ácido reage com um mol de uma base, ambos em soluções diluídas. Ex.:

H(+aq)

+ Cl(-aq)

+ Na(+aq)

+ OH(-aq)

→ Na(+aq)

+ Cl(-aq)

+ H2O() . (5)

Observa-se experimentalmente que reações entre soluções diluídas de ácidos fortes e bases fortes são sempre acompanhadas do mesmo efeito térmico, e este, por sua vez, é totalmente devido à formação da água. Porém, se um ácido fraco for neutralizado por uma base forte, ou vice-versa, o efeito térmico será completamente diferente. Isto ocorre devido a vários processos simultâneos: alguns são exotérmicos, como a neutralização, e outros endotérmicos, como a ionização do ácido e da base. O calor medido é a soma de todos os processos: neutralização, ionização, solvatação, diluição, entre outros.

Calor integral de dissolução é a variação de entalpia associada com a adição de certa quantidade de um soluto a uma determinada quantidade de solvente, à temperatura e pressão constantes. Exs.:

I: HCl(g) + 10H2O() → HCl·10H2O()HI = -16,608 kcal.mol-1. (6) II: HCl(g) + 25 H2O() → HCl·25 H2O() HII = -17,272 kcal.mol-1. (7) Os processos acima representam os calores integrais de dissolução do HCl na água, à 25 °C. A diferença entre os processos Ι e ΙΙ é a quantidade do solvente.

Portanto, ∆HΙΙ - ∆HΙ representa o calor integral de diluição do HCl quando se

acrescentam 15 mols de água à solução de HCl do processo I.

A determinação do calor de neutralização e do calor integral de dissolução

é feita a partir de um sistema calorimétrico, de acordo com:

ΔHr = qr

n , qr = −qcal = −CcalΔT ⇒ ΔHr =

CcalΔT

n , (8)

onde ∆Hr e qr são a entalpia e o calor da reação (neutralização e dissolução), respectivamente, n o número de mols neutralizados e Ccal a capacidade calorífica do calorímetro.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Frasco de Dewar (Garrafa Térmica/Calorímetro) de 500 mL; 01 Béquer de 200 mL + Proveta de 50 mL (ou 100 mL) + Funil; 01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro); 02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C);

(31)

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO

1. Coloque 100 mL de água destilada, sob temperatura ambiente, no interior do recipiente calorimétrico (frasco de Dewar/garrafa térmica) e anote a temperatura (T1) de equilíbrio. Este conjunto (recipiente calorimétrico + 100 mL de água a temperatura ambiente) constitui o calorímetro a ser utilizado em todas as demais etapas da prática.

2. Aqueça 100 mL de água destilada até ~80 °C. Coloque 50 mL da água aquecida em uma proveta e a devolva. Repita este procedimento 3 vezes de modo que a proveta entre em equilíbrio térmico com a água aquecida. Finalmente, colete 50 mL da água aquecida em uma proveta, anote a temperatura (T2) e a transfira para o interior do calorímetro.

3. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura (Tf).

PARTE B: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE PORUMA BASE FORTE

1. Esvazie o calorímetro e lave-o cuidadosamente (com bastante água da torneira e depois com água destilada). Em seguida, coloque 50 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L no interior do calorímetro e anote a temperatura (Ti) quando esta estiver constante.

2. Pegue 50 mL de uma solução de HCl 1,0 mol/L, à temperatura conhecida e igual à do interior do calorímetro (Ti; caso as temperaturas não sejam iguais, deve-se esperar que até que as temperaturas estabilizem até atingirem a temperatura ambiente), e coloque-a (com auxílio de um funil, se necessário) sobre a solução de hidróxido de sódio do calorímetro.

3. Agite suavemente a mistura e anote a temperatura de equilíbrio (Tf). Note que os 100 mL de água no interior do calorímetro foram restaurados.

PARTE C: DETERMINAÇÃO DO CALOR INTEGRAL DE DISSOLUÇÃO(*)

1. Esvazie o calorímetro e lave-o cuidadosamente. Coloque 100 mL de água destilada no interior deste e anote a temperatura de equilíbrio.

2. Pese cerca de 2,5 g de NaNO3 (ou KNO3) e transfira para o interior do calorímetro. Feche-o, homogeneíze a mistura e anote a temperatura de equilíbrio.

PARTE D: DETERMINAÇÃO DO CALOR INTEGRAL DE DILUIÇÃO(*)

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.

(32)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. 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 O

R

ELATÓRIO

1. 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

IBLIOGRAFIA

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

(33)

PRÁTICA N° 7:

DETERMINAÇÃO DA ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL

O

BJETIVO

Calcular a variação de entropia para um processo irreversível.

I

NTRODUÇÃO

A variação da entropia é definida por

dSdqrev

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:

ΔS =

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:

ΔS =

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 = CΔT , (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:

(34)

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

02 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

ROCEDIMENTO

PARTE 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: COLETA DE 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.

(35)

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. 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 O

R

ELATÓRIO

1. 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

IBLIOGRAFIA

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

(36)
(37)

PRÁTICA N° 2:

DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO PELO MÉTODO DAS VELOCIDADES INICIAIS

O

BJETIVO

Determinar a ordem da reação de oxidação do iodeto de potássio pelo persulfato de potássio através do método das velocidades iniciais.

I

NTRODUÇÃO

Neste experimento será estudada a reação do iodeto de potássio (KI) com o persulfato de potássio (K2S2O8):

2 KI(aq) + K2S2O8(aq) I→ 2(aq) + 2 K2SO4(aq). (1)

A velocidade inicial da reação pode ser medida trabalhando-se com uma concentração baixa e conhecida de íons tiossulfato (S2O32–), com formação de íons tetrationato (S4O62–):

2 S2O32–(aq) + I2(aq) 2I→ –(aq) + S4O62–(aq). (2)

Esta reação é muito mais rápida que a primeira, que prossegue consumindo o iodo gerado na reação (1) até que todo tiossulfato tenha sido convertido em tetrationato. Quando isto ocorre, a mínima quantidade de iodo adicional, gerada pela reação (1), na presença do iodeto que ainda não reagiu, leva à formação de I3–, que pode ser revelado através do indicador amido. O intervalo de tempo decorrido entre o início da reação e a mudança na coloração da solução é uma medida da velocidade inicial da reação.

A lei de velocidade desta reação, à temperatura e força iônica constantes, pode ser escrita como:

v = −d[S2O8

2–

]

dt = k[S2O8

2–

]m[I-]n , (3)

(38)

Assumindo que a quantidade de tiossulfato utilizada satisfaz às condições necessárias à medida da velocidade inicial, tem-se:

v0 = −

(

d[S2O8 2–]

dt

)0

= +

(

d[I2]

dt

)

0 +

Δ [I2]

Δt . (4)

Uma vez que são feitas várias medidas em condições iniciais diferentes, porém se mantendo a quantidade de tiossulfato em um valor fixo, tem-se que Δ[I2] é o mesmo em cada uma das medidas, o que resulta em:

v0 = −

(

d[S2O8 2–]

dt

)

0 = +

(

d[I2]

dt

)

0

Const

Δt . (5)

Substituindo a equação (5) na lei de velocidade (3) e tirando o logaritmo neperiano de ambos os membros da equação resultante, obtém-se (confirme este resultado):

ln(1/ Δt) = lnk + mln[S2O82–

] + nln[I

-] − C , (6)

em que C = ln(Const) = ln[Na2S2O3]. Logo, se fizermos um gráfico de ln(1/Δt)

versus ln[S2O82–], para [I–] constante, obteremos uma reta de inclinação igual a

m, e se fizermos um gráfico de ln(1/Δt) versus ln[I–], para [S

2O82–] constante, obteremos uma reta de inclinação igual a n.

M

ATERIAIS

: E

QUIPAMENTOS

& R

EAGENTES

01 Balão de 250 mL; 03 Balões de 500 mL; 14 Béqueres de 50 mL; 03 Buretas de 25 mL;

01 Pipeta volumétrica de 5 mL; 01 Pêra;

01 Termômetro (0-100 °C±0,5 °C); 14 Béqueres (de 50 ou 100 mL).

P

ROCEDIMENTO

PARTE A: PREPARAÇÃO DAS SOLUÇÕES 1. Prepare as seguintes soluções:(*)

(a) 500 mL de K2S2O8 0,1 M; (b) 500 mL de Na2SO4 0,1 M; (c) 250 mL de Na2S2O3 0,01 M;

(39)

(e) 100 mL de uma solução aquosa 0,5 % de amido.(***)

(*) Verifique se estas soluções foram preparadas antecipadamente pelo técnico do laboratório e estão disponíveis para uso imediato.

(**) Para preparar esta solução retire uma alíquota de 333 mL da solução (b) e dissolva 8,30 g (0,050 mol) de KI na mesma. Transfira para um balão de 500 mL e complete o volume.

(***)Coloque cerca de 0,5 g de amido em um almofariz, adicione algumas gotas de água destilada e triture. Transfira esta pasta de amido para um béquer contendo 100 mL de água fervente e deixe ferver por mais 5 min. Deixe esfriar, retire o sobrenadante e teste o amido com solução de KI/I2 (deverá aparecer uma coloração azul intensa).

PARTE B: COLETA DE DADOS

1. Numere os 7 pares de béqueres (um par para cada medida) e coloque as quantidades especificadas nas colunas da tabela abaixo (utilize buretas para as soluções “a”, “b” e “c”, e uma pipeta volumétrica para a solução “d”). Por exemplo, no béquer 2a coloque 10 mL da solução de K2S2O8 e 2 mL da solução de Na2SO4, enquanto que no béquer 2b coloque 5 mL da solução de Na2S2O3 e 8 mL da solução de KI. Note que o volume total em cada linha da tabela é sempre o mesmo.

Frasco K2S2O8 (a)

Na2SO4

(b) Frasco

KI+Na2SO4

(c)

Na2S2O3

(d)

1a 10 0 1b 10 5

2a 10 2 2b 8 5

3a 10 4 3b 6 5

4a 10 6 4b 4 5

5a 8 2 5b 10 5

6a 6 4 6b 10 5

7a 4 6 7b 10 5

2. Coloque de 3 a 5 gotas da solução de amido no frasco 1a. Em seguida, misture o par 1a/1b, acione o cronômetro imediatamente após a mistura, anote a temperatura da mistura reacional e o tempo necessário para o aparecimento da coloração azul. Repita o procedimento para os demais pares de béqueres.

T

RATAMENTO DE

D

ADOS

1. Faça dois gráficos, um de ln(1/Δt) versus ln[S2O82–] (a [I–] constante) e outro de ln(1/Δt) versus ln[I–] (a [S

2O82–] constante). As inclinações das duas retas fornecerão os valores de m e n, respectivamente.

2. Obtenha a constante de velocidade k (na temperatura do experimento) a partir do coeficiente linear das duas retas (ver equação (6) acima).

(40)

Q

UESTÕES PARA O

R

ELATÓRIO

1. Qual a equação iônica efetiva da reação expressa na equação (1)?

2. A velocidade inicial da reação foi medida trabalhando-se com uma concentração baixa e conhecida de íons tiossulfato (S2O32–), com formação de íons tetrationato (S4O62–). Por que é importante que a concentração de íons S2O32– seja baixa?

3. O método trabalhado neste experimento consiste na medição da velocidade da reação após um período de tempo curto o bastante para que a reação não tenha ocorrido apreciavelmente, mas longo o suficiente para que a velocidade não seja afetada pelo tempo de mistura dos reagentes. Que complicações teríamos se esta reação fosse monitorada por um período de tempo mais longo?

4. Os valores obtidos são satisfatórios?

5. 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

IBLIOGRAFIA

1. SHURVELL, H. F.; J. Chem. Educ., 43, 555, 1966.

2. HOWELLS, W. J.; J. Chem. Soc., 5844, 1964; J. Chem. Soc., 203, 1946; J. Chem. Soc., 463, 1939; J. Chem. Soc., 641, 1941.

3. INDELLI, A.; Prue, J. E.; J. Chem. Soc., 107, 1959.

4. JETTE, E.; KING, C. V.; J. Am. Chem. Soc., 51, 1034, 1929.; J. Am. Chem. Soc., 51, 1048, 1929.

(41)

PRÁTICA N° 3:

DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE VELOCIDADE POR CONDUTOMETRIA

O

BJETIVO

Determinar a constante de velocidade da reação de saponificação do acetato de etila em uma determinada temperatura utilizando a técnica de condutometria.

I

NTRODUÇÃO

A reação de ésteres com bases fortes é chamada de saponificação. Neste experimento a reação de saponificação a ser estudada é:

CH3COOC2H5 + NaOH CH→ 3COONa + C2H5OH, a qual segue uma cinética de segunda ordem:

v = k[AcEt][NaOH] . (1)

Esta reação pode ser seguida por medidas da condutância elétrica da solução, uma vez que os íons OH– são progressivamente substituídos por CH

3COO– (este último possui uma mobilidade elétrica inferior à do íon hidroxila). Consequentemente, a condutância da solução decresce com o avanço da reação.

Para a reação de saponificação do acetato de etila, tem-se:

CH3COOC2H5 + OH– → CH3COO– + C2H5OH Tempo

AcEt OH– AcEtOH

a b 0 0 0

a-x b-x x x t

onde a e b são as concentrações iniciais de acetato de etila e hidróxido de sódio, respectivamente, e x a concentração de íons acetado livres em solução. Portanto, a velocidade da reação pode ser escrita na forma (com a = b):

v = dx

dt = k(ax)(bx) = k(ax) 2

. (2)

A integração desta equação resulta em:

x

ax = k at . (3)

Logo, um gráfico de x/(a-x) versus t fornece o valor da constante de velocidade

Figure

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References