UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICABÁRBARA DORO CAROLINE MARTINS MASSO LARISSA DINIZ LUAN RODRIGUES REAL RENATO STEFFEN PROPRIEDADES COLIGATIVAS: 1 PARTE: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DO ENXOFRE PELA CRIOMETRIA; A 2 PARTE: DETERMINAÇÃO DO GRAU DE DISSOCIAÇÃO IÔNICA PELA EBULIOMETRIA. A RELATÓRIO PONTA GROSSA 2013 1. INTRODUÇÃO O estudo quantitativo das propriedades físico-químicas das soluções levaram os cientistas a crerem que certas características, ou melhor, certas propriedades dependem exclusivamente das quantidades relativas de soluto e solvente encontradas nas soluções. Tal propriedades denominadas de Coligativas. Propriedades as quais independem da natureza química do soluto e, em soluções diluídas, dependem unicamente da quantidade de partículas do soluto existentes. Tais propriedades compreendem principalmente: a osmose (ou pressão osmótica), o abaixamento da pressão de vapor do solvente, a elevação do ponto de ebulição do solvente (elevação ebulioscópica) e o abaixamento do ponto de congelamento do solvente (abaixamento crioscópico). Nesta experiência, no laboratório de Físico-Química, trataremos sobre as Propriedades Coligativas; especificamente a elevação do ponto de ebulição do solvente (elevação ebulioscópica) e o abaixamento do ponto de congelamento do solvente (abaixamento crioscópico). Na primeira parte do experimento realizaremos a determinação da massa molecular do enxofre pela criometria. Crioscopia ou criometria é o capítulo das propriedades coligativas que estuda a diminuição da temperatura de solidificação (congelamento) do solvente quando a este se adiciona um soluto não volátil. Considerando as seguintes variáveis: tc= temperatura de solidificação do solvente; tc' = temperatura de solidificação do solvente na solução; ∆tc = efeito criométrico; Kc = constante criométrica do solvente; W = molalidade da solução; i = fator de Van't Hoff; m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente; M1 = massa molecular do soluto. (como solvente) e enxofre (como soluto). ∆te = efeito ebuliométrico. Consideremos as seguintes variáveis: te= temperatura de ebulição do solvente. te' = temperatura de ebulição do solvente na solução. temos: ∆tc= Kc 1000 m1m2M1 i O enxofre é solúvel no naftaleno. o valor do fator de Van't Hoff será igual a 1. valor teórico do qual se deverá aproximar o número que encontraremos experimentalmente. Sua massa atômica é 32.Por definição. Ke = constante criométrica do solvente. com a equação dos efeitos coligativos. Na segunda parte do experimento realizaremos a determinação do grau de dissociação iônica pela ebuliometria. Como nesta aula trabalharemos com uma solução molecular. Por isso. temos que: ∆tc= tc.tc' = Kc W i e também que: W=1000 m1m2M1 Substituindo essa última fórmula na anterior. E por fim teremos todos os dados de que precisamos para. Os pontos de solidificação do naftaleno e de suas soluções são facilmente determináveis em laboratório. . neste experimento prepararemos e utilizaremos uma solução de naftaleno. Vamos medir o ponto de solidificação dessa solução e também do naftaleno puro experimentalmente. determinar a massa molecular do enxofre. W = molalidade da solução. Logo. i = fator de Van't Hoff. A fórmula molecular do enxofre é S 8. Ebuliometria é o capítulo das propriedades coligativas que estuda a elevação da temperatura de ebulição do solvente quando este compõe uma solução com um soluto não volátil. sua massa molecular é 256. utilizando o efeito ebuliométrico. formando íons: o cátion potássio. e o ânion nitrato. temos: ∆te= Ke 1000 m1m2M1 i O fator de Van't Hoff para soluções iônicas é diferente de 1. K+. Por definição.te' = Ke W i e também que: W=1000 m1m2M1 Substituindo essa última fórmula na anterior. M1 = massa molecular do soluto. em água. Ao dissolvermos nitrato de potássio. Mas isso ocorre apenas em determinado grau. OBJETIVOS . KNO3. NO3-. 2. as suas "moléculas" (que são também chamadas de conjuntos iônicos) se dissociam. m2 = massa do solvente. q = número de íons formado pela "molécula" (ou conjunto iônico) do soluto dissolvido. Calcula-se por: i=1+ α(q-1) onde: α = grau de dissociação do soluto. pois uma parte das "moléculas" continua se comportando como se os íons não estivessem totalmente separados uns dos outros. temos que: ∆te= te.m1 = massa do soluto. E neste exercício de laboratório obteremos o valor do grau de dissociação do KNO3 na água. nosso objetivo foi obter o grau de dissociação iônica de um sal pelo efeito ebuliométrico (do latim ebullire = "ebulir" e do grego métron = "medição"). S8. experimentalmente pelo efeito criométrico (do grego: kryos = "gelo" e métron = "medição"). Na segunda parte do experimento. nosso objetivo foi obter a massa molecular do enxofre. ou seja. pelo efeito coligativo da elevação da temperatura. pelo efeito coligativo do abaixamento da temperatura de solidificação. .Na primeira parte do experimento. ou seja. Suporte universal. 2°. 3.3. Garra. Anotou-se a massa que obtivemos na balança: m2=16. Tela de amianto.1°C.3g. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ( 1a PARTE) 3. Tripé de ferro. Montou-se a aparelhagem como mostra a Figura 1: . limpo e seco.1 Materiais e Reagentes • • • • • • • • • • • Tubo de ensaio. Enxofre (S8). Bico de Bunsen. Naftaleno (C10H8). Béquer de 400 ou 500 mL.2 Métodos 1°. Termômetro de 0 a 100ºC (ou na faixa de 50 a 110°C) com sensibilidade para 0. Colocou-se cerca de 16 g de naftaleno em um tubo de ensaio.1 g. Balança com sensibilidade de 0. Com os aparelhos previamente montados acendeu-se o bico de Bunsen e quando mais da metade do naftaleno fundiu desligamos o gás. Colocamos o tubo de ensaio novamente no sistema e o aquecemos até a fusão do naftaleno contendo enxofre. Cuidadosamente. 10°. 4°. cuidando para que não se perca nada e evitando deixar o enxofre nas paredes do tubo. Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre anotou-se a temperatura. 3°. agitando o conteúdo do tubo com frequência. Procurou-se fazer com que todo o enxofre caísse no naftaleno. retiramos o tubo de ensaio do Béquer e transferimos o enxofre para seu interior. . Aguardamos o sistema resfriar e observamos atentamente o início da solidificação do naftaleno.Montagem do Experimento. Por fim reunimos todos os dados e fizemos os cálculos para a obtenção da massa molecular do enxofre (cálculos apresentados em resultados). estando o bulbo do termômetro sempre imerso na solução: tc' = 75°C 12°. 5°. 8°. Cuidando para que o bulbo do termômetro permanecesse imerso na fase líquida do naftaleno a partir do final da fusão e para que o nível de água do béquer permanecesse acima do nível da fase líquida do naftaleno fundido.FIGURA 1 . no estado líquido temos uma solução cujo soluto é o enxofre e o solvente é o naftaleno. Esperou-se então a fusão de todo o sólido presente no tubo de ensaio. Apagou-se o bico de Bunsen e deixamos o sistema resfriar. Anotamos a temperatura: tc = 80 °C 6°. Essa solução é transparente. 11°. Agora. Pesamos com exatidão 4 g de enxofre e anotamos essa massa: m1 = 4 g 7°. 9°. 4. Nitrato de Potássio (KNO3). Suporte universal com garra. Tripé de ferro. Óleo de Soja. Pipeta 10 ou 20 ml. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ( 2a PARTE) 4. Tela de amianto.1°C. Termômetro de 0 a 100ºC (ou na faixa de 50 a 110°C) com sensibilidade para 0. . Bico de Bunsen. 2 tubos de ensaio comuns. Água .1 Materiais e Reagentes • • • • • • • • • • • Béquer de 250 mL. os 20 ml de solvente terão a seguinte massa: m2=20g. anotou-se a temperatura de ebulição da solução de KNO 3 com o termômetro: te' = 101°C . aquecendo-se juntamente o tubo de ensaio contendo água. cerca de 5g de KNO3 e transferiu-se para um tubo de ensaio. Anotou-se a pesagem: m1 = 5. anotou-se a temperatura utilizando um termômetro: te= 99°C.4. então mergulhou-se o tubo em óleo. 2°. 8°. usando o Bico de Bunsen. o tripé de ferro. Agitou-se cuidadosamente até a dissolução completa do sal. Pesou-se. Em um tubo de ensaio. Como a densidade da água é 1g/ml. através do Bico de Bunsen. 5°. e a tela de amianto. 3°. Colocou-se óleo em um béquer de 250 mL até 23 do volume. 6°. O béquer contendo o óleo foi aquecido. o suporte universal com a garra. com exatidão.01 g 7°. Ao início da ebulição. 4°. Adicionou-se 20 mL de água destilada ao tubo com ajuda da pipeta. colocou-se água até aproximadamente ⅓ do volume. e ligou-se novamente o bico de Bunsen para aqueçer o óleo mais uma vez. Ao iniciar a ebulição da água.O tubo foi submerso no béquer contendo o óleo conforme Figura 2. Montou-se a aparelhagem necessária para o experimento. 9°.2 Métodos 1°. como ilustrado na Figura 2. .Esquema da aparelhagem montada para prática de determinação do grau de dissociação iônica do KNO3 pela ebuliometria. Figura 2. 10°. . Por fim reunimos todos os dados e fizemos os cálculos para a obtenção da massa molecular do enxofre (cálculos apresentados em resultados). m1 = 4g. Dado tabelado: Kc = 6.1 Resultados da 1aparte do experimento: " determinação da massa molecular do enxofre pela criometria" Obs:Massa molecular teórica do enxofre S8 = 256. Dados obtidos no experimento: tc= 80°C tc' = 75°C.9°C (constante criométrica do solvente naftaleno). RESULTADOS 5.5.3g. m2 = 16. . 1. Dado tabelado: Ke = 0." Obs:Massa molecular teórica do KNO3 = 101.3g. m1 = 4g.5. m2 = 16. .2 Resultados da 2aparte do experimento: "determinação do grau de dissociação iônica pela ebuliometria.52 °C. Dados obtidos no experimento: te= 80°C te' = 75°C. 6. QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO . e não diretamente com chama de gás? Porque em banho-maria a temperatura fica uniforme. Porque aquecemos naftaleno em banho-maria. Quais os principais fatores responsáveis por esse erro experimental? Principalmente pela perda de massa durante a realização do experimento. Calcule a porcentagem de erro do experimento. o termômetro não está nas melhores condições de uso e pode variar facilmente. a por exemplo. a balança pode não estar devidamente calibrada. o tubo de ensaio é aquecido uniformemente em sua extensão que contém a solução. Outros fatores são a falta de precisão na hora de definir a temperatura de solidificação. E ocorre . ou ainda os reagente da experiência podem estar um pouco fora da quantidade exata necessária. retirada do termômetro do tubo de ensaio. 3. ou seja.6. E(%)=MASSA ESPERADA-MASSA CALCULADAMASSA ESPERADA ×100 2. devido. o naftaleno pode conter alguma impureza. Caso o aquecimento fosse diretamente na chama de gás não seria uniforme.1 Questões da 1a Parte do Experimento: 1. já naftaleno reage e pode queimar facilmente sendo perigoso. . Calcule a massa molecular do enxofre usando Δtc um valor menor ou maior em 1ºC com relação ao Δtc experimental e verifique o erro que isso causaria. 4.também que o aquecimento direto é recomendado apenas para líquidos não inflamáveis . 2 Questões da 2a Parte do Experimento: 1.5°C maior ou menor em relação ao valor experimental de ∆te que você encontrou. . Verifique o efeito disso no resultado do valor de α.6. Calcule o grau de dissociação. atribuindo a ∆te um valor 0. 2. Por que foi usado um banho de óleo para aquecer o líquido do tubo de . Logo. tivesse um ponto de ebulição maior do que essa faixa próxima de 100°C. maior é a sensibilidade do termômetro e maior será a precisão com a qual ele indicará a temperatura. para chegar a uma temperatura próxima de 100°C a fim de chegar na ebulição da água precisávamos de um meio que não sofresse alteração ao chegar nessa temperatura. 3.ensaio? Porque o óleo apresenta um ponto de ebulição significativamente maior do que o da água. Por que precisamos utilizar um termômetro com sensibilidade de 0. ou seja. .01°C? Porque quanto menor a escala utilizada. a pressão de vapor vai baixar e interromperá o processo de solidificação. sendo todas essas propriedades provenientes da diminuição do potencial químico do solvente líquido provocado pela presença do soluto. menor será o ponto de solidificação. Logo.7. e nesse ponto adicionamos um soluto. CONCLUSÃO As propriedades coligativas dependem apenas da razão entre o número de partículas existentes do soluto e do solvente na solução líquida. Ao passo . E para que a solução volte a se solidificar é preciso diminuir ainda mais a temperatura. quando um líquido está sendo resfriado e aproxima-se do seu ponto de congelamento. as sua moléculas interagirão. Partindo desse princípio quanto mais soluto tiver na solução. Assim. maior será o seu ponto de ebulição. Em relação a elevação ebulioscópica podemos concluir que quanto mais partículas dispersas em uma solução. 2008. dificultando ainda mais a evaporação do solvente restante. Curso de Formação de Técnicos de Operação Jr. Princípios de química:questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. Rio de Janeiro. P. Físico-Química. LTC. ed. Esse aumento (variação) da temperatura de ebulição pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor. 8. do abastecimento – Química aplicada. W.que o solvente evapora. [2] ATKINS. P.. 2008.ed. J. JONES. a solução fica mais concentrada. 2006. PAULA. Loretta (Autor). Porto Alegre: Bookman. Então para que ocorra a ebulição da solução. é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica. . devido à presença das partículas do soluto. 2ª edição. [3] ATKINS. 8. REFERÊNCIAS [1] Petrobras Abastecimento.