Apostila de Quimica Analitica Qualitativa[1]

SOCIEDADE EDUCACIONAL DE SANTA CATARINA - SOCIESC INSTITUTO SUPERIOR TUPY – IST BACHARELADO EM ENGENHARIA QUÍMICAQUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA Professora Msc Katiusca Wessler Miranda Joinville 2010/01 1 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com SUMÁRIO INTRODUÇÃO .......................................................................................................................1 1. EQUÍLÍBRIO FÍSICO .......................................................................................................2 1.1 PRESSÃO DE VAPOR ......................................................................................................3 1.2. VOLATILIDADE E FORÇAS INTERMOLECULARES ...............................................4 1.3 VARIAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR DE ACORDO COM A TEMPERATURA ....6 1.4 EBULIÇÃO ........................................................................................................................6 1.5 CONGELAMENTO E FUSÃO .........................................................................................7 1.6 DIAGRAMA DE FASES ...................................................................................................8 1.7 PROPRIEDADES CRÍTICAS ...........................................................................................11 LISTA DE EXERCÍCIOS I .....................................................................................................13 1.8 PROPRIEDADES COLIGATIVAS ..................................................................................14 1.8.1 Molalidade ......................................................................................................................14 1.8.2 Abaixamento da pressão de vapor ..................................................................................14 1.8.3 Elevação do ponto de ebulição e abaixamento do ponto de fusão ..................................16 1.8.4 Osmose ............................................................................................................................19 LISTA DE EXERCÍCIOS II ....................................................................................................21 1.9 MISTURAS LÍQUIDAS BINÁRIAS ................................................................................23 LISTA DE EXERCÍCIOS III ..................................................................................................24 1.10 DESTILAÇÃO ................................................................................................................26 LISTA DE EXERCÍCIOS IV ..................................................................................................30 2. EQUILÍBRIO QUÍMICO .................................................................................................31 2.1. ÁCIDOS E BASES ...........................................................................................................31 2.1.1 Classificação de soluções de eletrólitos .........................................................................31 2.1.2 Classificação de ácidos e bases ......................................................................................31 2.1.3 Autoprotólise ..................................................................................................................32 2.2 O ESTADO DE EQUILÍBRIO ........................................................................................32 2.2.1 Expressões da constante de equilíbrio ...........................................................................35 2.3 POTENCIAL HIDROGENIONICO – pH.........................................................................40 LISTA DE EXERCÍCIOS V................................................................................................... 41 AULAS PRÁTICAS I .......................................................................................................... 42 PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES ......................................................................................... 42 PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES .................................................................................... 46 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com 3. SOLUÇÃO TAMPÃO ......................................................................................................49 LISTA DE EXERCÍCIOS VI .................................................................................................52 AULAS PRÁTICAS II..........................................................................................................54 CRIOSCOPIA ........................................................................................................................54 EBULIOMETRIA ..................................................................................................................56 4. EQUILÍBRIO QUÍMICO – SOLUBILIDADE .............................................................58 4.1 NATUREZA MOLECULAR DA DISSOCIAÇÃO .......................................................58 4.2 REGRA “IGUAL DISSOLVE IGUAL” .........................................................................59 4.3 PRESSÃO E SOLUBILIDADE DE GASES: LEI DE HENRY .....................................60 4.4 TEMPERATURA E SOLUBILIDADE ..........................................................................61 4.5 ENTALPIA DE SOLUÇÃO ...........................................................................................62 4.6 ENEGIA LIVRE DE SOLUÇÃO ...................................................................................63 4.7 PRODUTO DE SOLUBILIDADE .................................................................................64 LISTA DE EXERCÍCIOS VII ..............................................................................................66 AULAS PRÁTICAS III........................................................................................................67 PESQUISA QUALITATIVA DE CÁTIONS .......................................................................67 PESQUISA QUALITATIVA DE ÂNIONS . .......................................................................69 TESTE DE CHAMA .............................................................................................................71 DETERMINAÇÃO DE FERRO II POR COLORIMETRIA................................................73 PRODUÇÃO DE ARTIGO CIENTÍFICO ......................................................................75 EXEMPLO ...........................................................................................................................76 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................77 APÊNDICE I – CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO ÁCIDA ............................................78 APÊNDICE II – PRODUTO DE SOLUBILIDADE ...........................................................80 Plano de Ensino de Química Analítica .................................................................................82 2 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com 3 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com se estende até a sétima fase. Além do que.caucasiano de olhos castanhos. tira do bolso uma caneta..1. Que equipamento é este que o químico utilizou? Será que aprenderemos a encontrar bandidos na química analítica? Ficção!!! A química analítica é uma disciplina que tem como objetivo o estudo qualitativo e quantitativo de amostras. analisando todo o cenário. Este “mocinho”. Provavelmente um homem alto. o fio de cabelo era do assassino. Ao chegar frente ao corpo.Homem. muitas vezes o resultado da análise depende do analista. Esta é uma jornada que se inicia aqui. apresenta um relatório completo sobre o possível assassino: .. mas nem tudo é tão simples assim... .INTRODUÇÃO Talvez você já tenha assistido algum seriado de TV ou então alguns destes filmes policiais onde uma sena típica é a de um assassinato.. na quarta fase do curso de engenharia química.. chega o “mocinho” do filme. e com ela remove um cabelo do carpet da sala.. imponente.. inclusive em cenas de crime (química forense).com . o policial solicita ao “amigo” a análise.pdffactory. Na seqüência. 1 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. daqueles em que as letras emitidas no monitor ainda são verdes fluorescentes e. um policial que não segue exatamente as regras que lhe foram impostas e por isso tem uma fama no distrito.70 m . Em apenas um telefonema. Este Químico analítico. mas não tem prazo para terminar..Nem mesmo existe hoje. um equipamento desenvolvido com toda esta capacidade. Tira do bolso um pacote plástico hermeticamente fechado e introduz nele o fio de cabelo. por mais moderno que seja o equipamento. Tente imaginar o que acontece nas senas seguintes: é muito provável que na sena do crime esteja reunido um número significativo de policiais ao redor do corpo. Como se não bastasse. coloca o fio de cabelo em um equipamento conectado a um computador. pasmem. este policial sempre tem um amigo que é “Químico analítico” e tem rabo-preso com a polícia. Tantas pessoas investigando a sena do crime. de cabelos claros e olhos azuis. mas. E imediatamente lança o endereço onde ele poderá ser encontrado. ou seja. em particular. A presença de um soluto altera a entropia do solvente e. as fases sólida e líquida estão em equilíbrio no ponto de fusão e o soluto dissolvido e não-dissolvido estão em equilíbrio quando o solvente foi saturado pelo soluto. são os oceanos. Normalmente o soluto é o analito. mais do que suficiente para suprir toda a água necessária para um mundo sedento. que transporta as células vermelhas do sangue (eritrócitos). A discussão de equilíbrio nos ajuda a entende porque estas mudanças nas concentrações ocorrem e nos ajuda a construir um modelo para o comportamento de soluções.000 t por habitante. EQUILÍBRIOS FÍSICOS O primeiro capítulo da disciplina de química analítica estuda o comportamento de soluções com relação à temperatura e a pressão de vapor. A transformação da água do mar em água potável é um enorme desafio para os engenheiros. Assim. íons Na+ e Cl-.pdffactory. por exemplo. Os mesmos conceitos se aplicam à dissolução de um soluto. O conceito que unifica este capítulo é o equilíbrio. já que as soluções são um veículo importante para qualquer análise. a substância que se deseja identificar e quantificar. Sabemos que o equilíbrio (em temperaturas e pressão constantes) é caracterizado pela variação de energia livre igual a zero (ΔG = 0). Essas células podem deixar de funcionar se as concentrações de soluto no plasma estiverem fora dos valores normais. o princípio teórico é possível e será visto ao longo do capítulo. Outra solução de grande importância para nossas vidas é o plasma sanguíneo. Entretanto. É importante estudar os conceitos de equilíbrio físico para conhecer o comportamento de uma substância quando a ela se adiciona um soluto. O equilíbrio físico entre duas fases é atingido quando a velocidade de conversão entre elas é igual nas duas direções. As velocidades são iguais quando a energia livre molar (ΔGm) substâncias é a mesma nas duas fases e. não existe tendência à mudança em nenhuma direção. as transformações de uma fase em outra estão em equilíbrio. que representam 1. Essa massa de água corresponde a cerca de 300.com . A partir de agora iremos explorar as conseqüências desta condição termodinâmica. a água do mar não pode ser bebida. consequentemente. por causa das altas concentrações de sais dissolvidos. 2 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. As maiores soluções encontradas na Terra. afeta suas propriedades. Porém. portanto. Na temperatura de transição. Muitos dos líquidos que lidamos são soluções cujos solutos afetam suas propriedades físicas.4x1021 kg da água da superfície do planeta.1. as fases líquido e vapor entram-se em equilíbrio. se houver 0. é chamada de transição de fase.pdffactory.1mL ou 1mL de água líquida presente. A água do mar. como a fusão do gelo. Imagine. em um recipiente fechado. Podemos concluir que. As transições de fases ocorrem em temperaturas e pressões determinadas. muito mais baixa do que a dos líquidos.1 PRESSÃO DE VAPOR Um experimento simples mostra que. e as diferentes formas de sólido. As fases de uma substância incluem as formas sólidas. normalmente. congela em temperatura mais baixa do que a água pura. a vaporização da água ou a conversão da grafita em diamante. A pressão exercida pelo vapor – medida pela mudança da altura do mercúrio – depende da quantidade de água adicionada. Essa pressão característica é a pressão de vapor do líquido na temperatura do experimento. Imagine. isto é. Os sólidos. Nessa situação. Esse vapor exerce uma pressão e empurra a superfície do mercúrio alguns milímetros para baixo. logo. independente da quantidade de água líquida presente. diferentes formas físicas. do carbono. A pressão do vapor de água é a mesma. Os sólidos também exercem pressão de vapor. O metanol é muito volátil. em 20ºC. agora. Em um único caso – o hélio – existem duas formas líquidas da mesma substância. o mercúrio não. líquidas e gasosas. A conversão de uma substância de uma fase em outra. ficando em torno de 76 cm. agora. 3 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. a pressão exercida pelo vapor é 18 Torr. O mercúrio dentro do tubo cai até uma altura proporcional à pressão atmosférica externa. porque as moléculas dos sólidos estão mais presas do que as do líquido.com .Fases e Transições de Fases Uma substância simples pode existir em diferentes fases. que dependem da pureza da substância. 1. o vapor exerce uma pressão característica que é independente da quantidade de água líquida presente. O espaço acima do mercúrio é quase um vácuo. o mercúrio cai a 18 mm. ao nível do mar. em uma temperatura fixa. como as fases diamante e grafita. a pressão de vapor permanece constante. Vamos usar um barômetro de mercúrio. Por exemplo. Um líquido cuja pressão de vapor é alta nas temperaturas ordinárias é chamado de volátil. A água adicionada evapora imediatamente e enche o espaço com vapor de água. por exemplo. mas a pressão de vapor nos sólidos é. que colocamos tanta água que resta uma pequena quantidade de líquido na superfície do mercúrio no tubo. que ligamos um bulbo que contém uma pequena gota de água ao espaço acima do mercúrio. A pressão de vapor de uma substância é a pressão exercida pelo vapor que está em equilíbrio dinâmico com a fase condensada. Isso acontece com alguns sólidos de cheiro forte de uso comum – como o mentol e a naftalina. O fato de que. Quando o número de moléculas na fase vapor aumenta. Para construir um modelo desse equilíbrio em nível molecular temos de imaginar que o líquido foi colocado em um recipiente fechado. Eventualmente o número de moléculas que voltam ao líquido em cada segundo torna-se igual ao número que escapa. Substância Pressão de Vapor (Torr) Benzeno Etanol mercúrio Metanol água 94. o vapor condensa com a mesma velocidade com que o líquido vaporiza e o equilíbrio é dinâmico. Tabela 1. Assim.0017 122. espera-se que os líquidos formados por moléculas capazes de formar ligações hidrogênio sejam menos voláteis do que outros líquidos 4 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. A Tabela 1.8 1. vaporizam em um processo chamado sublimação. uma fase condensada dá origem a uma pressão de vapor característica é sinal de que a fase condensada e o vapor estão em equilíbrio.2 VOLATILIDADE E FORÇAS INTERMOLECULARES Podemos esperar que a pressão de vapor seja alta quando as moléculas de um líquido são mantidas por forças intermoleculares fracas. O processo de evaporação ocorre essencialmente na superfície do líquido porque as moléculas estão ligadas menos fortemente e podem escapar com mais facilidade do que as do corpo do líquido. mostra as pressões de vapor de algumas substâncias em 25ºC. um número maior delas pode se chocar com a superfície do líquido. em uma determinada temperatura. aderir a ela e voltar a fazer parte do líquido. O vapor se forma à medida que as moléculas deixam a superfície do líquido. Por isso. e que a pressão de vapor seja baixa quando as forças intermoleculares são fortes.pdffactory.9 0. Pressão de vapor de algumas substâncias.7 23.porém. Nessas condições.com .6 58. cuja fórmula molecular é C2H6O. e argumentos termodinâmicos mostram que. Portanto. logo. ∆Gvap = {Gm °( g ) − Gm °(l )} + RT ln P (3) ∆Gvap = ∆Gvap + RT ln P = 0 em que ΔGvapº é a energia livre padrão de vaporização. Gmº (l). porque todos os átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de carbono e não a elemento eletronegativos (F. Pode-se ver claramente o efeito das ligações hidrogênio ao comparar o dimetil-éter e etanol. no equilíbrio. a variação de energia livre molar (Gibbs) quando um líquido em 1 bar transforma-se em vapor em 1 bar. portanto. para um gás ideal. Porém. O. podemos substituir Gm(l) pelo valor padrão (seu valor em 1 bar). As moléculas do éter não podem formar ligações de hidrogênio. precisamos lembrar que. P) = Gm °( g ) + RT ln P (2) em que P é o valor numérico da pressão em bars e Gmº é a energia livre molar padrão do gás (sua energia livre molar em 1 bar).pdffactory. pressões de vapor semelhantes.com . Para desenvolver uma expressão para a pressão de vapor. N). a molécula de etanol tem um grupo –OH que pode formar ligações de hidrogênio umas com as outras. Tais observações mostram que. o etanol é um líquido em temperatura ambiente e o dimetil-éter é um gás. a energia livre molar de um gás ideal varia com a pressão.de massa molecular comparável. em que ΔH vapº e ΔS vapº são a entalpia padrão e a entropia padrão de vaporização.TΔS vapº. quando um líquido e seu vapor estão em equilíbrio. temos que: 5 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. respectivamente. Como resultado destas diferenças. a variação de energia livre na formação do vapor a partir do líquido é zero: ∆Gvap = Gm ( g ) − Gm (l ) = 0 (1) A energia livre molar de um líquido é quase sempre independente da pressão. espera-se que eles tenham interações de London semelhantes e. Gm ( g . a pressão de vapor é dada por ln P = − ∆Gvap ° RT (4) ∆Gvap = {Gm °( g ) + RT ln P} − Gm °(l ) Ao assumir ΔGvapº = ΔH vapº . quando a pressão P é a pressão de vapor do líquido. isto é. Podemos usar as relações termodinâmicas para encontrar uma expressão para o valor numérico da pressão de vapor e sua dependência da temperatura. Como esses compostos tem o mesmo número de elétrons. a pressão de vapor de um líquido deve aumentar quando a temperatura aumenta. as pressões de vapor P1 e P2 em quaisquer duas temperaturas T1 e T2 podem ser relacionadas.4 EBULIÇÃO Vejamos o que acontece quando aquecemos um líquido em um recipiente aberto à atmosfera – água aquecida em uma chaleira. Quando a temperatura alcança o ponto em que a pressão de vapor é igual à pressão atmosférica (por exemplo. Nem a entalpia nem a entropia de vaporização variam muito com a temperatura. logo. Podemos utilizar a equação anterior para predizer a variação da pressão de vapor com a temperatura. para uma determinada temperatura podemos tratar estas duas como constantes. por exemplo. P 2 ∆H vap °  1 1   −  (8) = R  T1 T2  P1   1.ln P = − ∆H vap ° RT + ∆Svap ° R (5) 1. mais energia está disponível para isso do que em temperaturas mais baixas. Assim.3 VARIAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR DE ACORDO COM A TEMPERATURA A pressão de vapor de um liquido. No processo. Em temperaturas mais elevadas. depende da facilidade que as moléculas de um líquido encontram para escapar das forças que as mantêm juntas. obtemos a equação de Clausius-Clapeyron: ln Ou rearranjando a equação: P 1 1 R = + × ln 2 (9) T2 T1 ∆H vap ° P1 É possível usar essa equação para predizer a pressão de vapor em qualquer temperatura quando a pressão de vapor em alguma outra temperatura é conhecida. Em conseqüência. escrevendo uma nova equação para as duas temperaturas subtraindo uma da outra. o termo da entropia cancela-se:  ∆H vap ° ∆Svap °   ∆H vap ° ∆Svap °   − −  (6) ln P 2 − ln P =  − + + 1  RT2 R   RT1 R      ln P 2 − ln P1 = ∆H vap °  1 1   −  (7) R  T1 T2    Como ln a – ln b = ln(a/b).pdffactory.com . quando a água é 6 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. estão em equilíbrio dinâmico. Assim. o efeito da pressão é normalmente muito pequeno. Na ausência de super-resfriamento. em geral. Essa vaporização rápida que acontece em todo o líquido é chamada de ebulição. o ponto de fusão normal de um sólido é a mesma temperatura na qual ele congela em 1 atm. a temperatura em que as fases. ocorre vaporização em todo o líquido. Assim. A temperatura de congelamento. Quanto menor a pressão de vapor. as moléculas vibram em torno de suas posições médias.5 CONGELAMENTO E FUSÃO Um líquido solidifica quando a energia das moléculas é tão baixa que elas são incapazes de mover-se em relação a suas vizinhas. varia ligeiramente quando a pressão é alterada. 1. bolhas de vapor formam-se no líquido e sobem até a superfície. A fase sólida de uma substância é. A pressão aplicada ajuda a manter as moléculas juntas.com . mais densa do que a fase líquida. Tf. porque as moléculas têm empacotamento mais compacto do que na fase líquida. a temperatura de fusão do sólido é a mesma em que ele congela.pdffactory. exceto a pressões extremamente altas. logo.aquecida até 100ºC e a pressão externa é 1 atm). a maior parte dos sólidos funde-se em temperaturas mais elevada quando sob pressão. não só na superfície. No sólido. Entretanto. A ebulição acontece em uma temperatura mais baixa quando a pressão é menor que um atm. Tb. O ferro. em 1 atm. uma temperatura mais alta deve ser alcançada antes que elas possam separar-se. O ponto normal de ebulição. A ebulição acontece em uma temperatura superior ao ponto de ebulição normal quando a pressão é maior do que 1 atm. Em conseqüência. O ponto normal de congelamento. mas raramente se movem de um ponto a outro. um líquido. Um líquido que sobrevive abaixo do seu ponto de congelamento é chamado de super-resfriado. sólido e líquido. o vapor formado pode afastar a atmosfera e criar espaço para si mesmo. um ponto de ebulição normal é sinal de forças intermoleculares fortes. funde-se a 7 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. porque a pressão alcança a pressão externa em uma temperatura mais baixa. como ocorre em uma panela de pressão. de um líquido é a temperatura na qual um líquido ferve quando a pressão atmosférica é 1atm. maior o ponto de ebulição. Na prática. No alto do Monte Everest – onde a pressão é aproximadamente 240 Torr – a água ferve em 70ºC. Uma temperatura mais alta é necessária para elevar a pressão de vapor de um líquido até a pressão no interior da panela. só congela quando a temperatura está a alguns graus abaixo do ponto de congelamento. de um líquido é a temperatura na qual ele congela. às vezes. por exemplo. Nesta temperatura. logo. 800 K.1. Fonte: ATIKNS.com .pdffactory. No centro da Terra. Como resultado. Sabemos isso por experiência: o gelo flutua sobre a água. 2001. Esses gráficos são exemplos de diagramas de fase de uma única substância e são chamados diagramas de fases de um componente. o gelo funde-se a uma temperatura ligeiramente mais baixa sob alta pressão e o ponto de fusão da água diminui com o aumento da pressão.6 DIAGRAMA DE FASES Um diagrama de fase é um gráfico que mostra as fases mais estáveis em pressões e temperaturas diferentes. Portanto. Diagrama de fase da água e diagrama de fase do dióxido de carbono. porém. em 1 atm. A figura 1 mostra o diagrama de fase da água e o diagrama de fase do dióxido de carbono. Por isso. 8 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Quando o gelo derrete. porque a densidade do líquido é maior do que a do gelo. respectivamente. a pressão é suficientemente alta para que o ferro seja sólido apesar das temperaturas elevadas. A água é incomum. alguns graus mais alto quando a pressão é mil vezes maior. e o ponto de fusão é somente. Figura 1. muitas dessas ligações de hidrogênio se rompem e isso permite que as moléculas de água se aproximem. 1. acredita-se que o centro da Terra seja sólido. o volume molar da água líquida no ponto de fusão é menor do que do gelo. que provocam uma estrutura muito aberta. 2001. Em qualquer ponto da linha que limita duas regiões. rômbica e monoclínica.47 atm. no diagrama de fase da água está na linha que limita as fases. Da mesma forma. dependendo de como as moléculas de água se acomodam. por exemplo.47 atm. o dióxido de carbono se transformará em um líquido. Figura 2. por exemplo. a linha 9 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Por exemplo. A água forma pelo menos dez tipos de gelo diferentes.000 atm e 100°C. observe na figura 2. porém só um deles é estável nas pressões ordinárias. logo. só é estável em 20. mas se a pressão aumentar. Diagrama de fase do enxofre.pdffactory. O gelo-VII. em temperatura constante. sabemos que a pressão de vapor da água líquida. o ponto em 80ºC e 0. que uma amostra da substância. em 10ºC e 2 atm. correspondendo aos dois modos de empacotamento das moléculas S8 em forma de coroa. As linhas que separam as regiões de fases são chamadas de limite de fases. líquido e vapor. Podemos ver no diagrama de fase do dióxido de carbono. Fonte: ATIKNS. Muitas substâncias têm várias fases sólidas. as fases vizinhas coexistem em equilíbrio dinâmico. A linha que limita as fases líquido e vapor é simplesmente um gráfico da pressão de vapor do líquido em função da temperatura. Fato semelhante acontece nas regiões marcadas como “líquido” e “vapor”.Qualquer ponto da região marcada “sólido” corresponde às condições nas quais a fase sólida da substância é mais estável. O enxofre tem duas fases sólidas. até 10 atm. é um gás.com . em 80ºC é 0. por exemplo.pdffactory. Podemos.12 atm e o ponto do diagrama de fases que corresponde às condições da amostra permanecerá na linha limite líquido-vapor até que não exista mais líquido. quando a retirada dos pesos levar a pressão até 0. em que podem coexistir as várias combinações dessas fases. Nessa situação. a fase líquida desaparece e podemos agora. Existem três pontos triplos no diagrama. reduzimos a pressão por remoção de parte do peso. O pistão pressiona a superfície do líquido. A localização do ponto triplo de uma substância é uma propriedade característica da substância e não pode ser mudada alterando-se as condições. começa a aparecer vapor. a linha quase vertical na figuras 1.que limita as fases sólido e vapor mostra como a pressão de vapor do sólido varia com a temperatura. O limite sólido-líquido. líquido e vapor ou sólido monoclínico. Por definição.01ºC. A existência simultânea de quatro fases. agora. existem exatamente 273. Entretanto. nada parece acontecer. O ponto triplo em que três linhas de fase se encontram. uma parte da água evapora para manter a pressão em 0. 10 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. mudar livremente o pistão. A princípio. que a temperatura é constante (50ºC) e que os pesos sobre o pistão exercem 1. soída e vapor está em 4. porém.15 K. Imagine que temos uma amostra de água em um cilindro com um pistão. o ponto triplo das fases líquida. Qualquer mudança de temperatura ou pressão resulta na perda de uma das fases.16 K entre o zero absoluto e o ponto triplo da água. em um sistema de um componente. mostra as pressões e as temperaturas em que a água sólida e a água líquida coexistem.0 atm de pressão. sólido rômbico e líquido. Na figura 2 o enxofre pode existir em qualquer uma de quatro fases: duas fases sólidas. A inclinação das linhas mostra que mesmo grandes mudanças de pressão resultam em variações muito pequenas no ponto de fusão. Podemos usar os diagramas de fase para explicar as mudanças que ocorrem quando reduzimos a pressão de um líquido. Estamos agora quase no limite das fases vapor e líquido no diagrama de fases.12 atm. nunca foi observada e a termodinâmica pode ser usada para provar que um “ponto quádruplo” não pode existir. No caso da água. A pressão permanece constante enquanto as fases vapor e líquido estão em equilíbrio. Inicialmente. como.6 torr e 0. Quando puxamos o pistão suficiente.com . sólido monoclínico. A pressão alta mantém todas as moléculas unidas e o volume do líquido muda muito pouco com a pressão.01K abaixo do ponto triplo. Como o ponto de congelamento normal da água fica 0. O ºC corresponde a 273. O ponto triplo da água é usado para definir a unidade Kelvin. puxar o pistão para cima até uma posição arbitrária. uma fase líquida e uma fase vapor. Veja a figura 3. As duas fases estão em equilíbrio e o sistema está no ponto A. Mudanças que um líquido sofre quando a pressão diminui e a temperatura permanece constante. mas agora o vapor é muito denso porque está sob pressão muito alta. o sistema se move da esquerda para a direita sobre a linha limite das fases. 1. Em 100ºC. Para ver o que acontece naquele ponto.com . Fonte: ATIKNS. a pressão de vapor é 760 Torr e.pdffactory.7 PROPRIEDADES CRÍTICAS Uma característica do diagrama de fase da água é que a linha líquido-vapor termina no ponto C. chega a 11.Figura 3. 11 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. imagine que o tubo mostrado na figura 4 contém água líquida e vapor de água em 25ºC e 24 Torr (a pressão de vapor da água a 25ºC). 2001. O líquido e o vapor ainda estão em equilíbrio dinâmico. Se a temperatura aumentar. em 200ºC. na curva líquido-vapor da figura 5.700 Torr. a densidade do líquido diminui e a densidade do vapor aumenta.pdffactory. Pc. Fonte: ATIKNS. 12 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. a superfície de separação entre o líquido e o vapor desaparece e. Quando a temperatura subir até 374ºC (ponto C). 2001. de volume constante. da água. já não é mais possível identificar a fase líquida. igual à do líquido restante. e acima da qual. A temperatura crítica da água é 374ºC. exceto no ponto A. Tc. um gás. Como uma substância que enche o recipiente que ocupa é. mas a do dióxido de carbono é 31ºc. ela não pode ser condensada a um líquido ou a um sólido. Diagrama de fase da água. Neste ponto.com . C é o ponto crítico. Uma única fase uniforme enche o recipiente. As pressões estão expressas em atmosferas. isto é. aumenta. por definição. Nessa temperatura e acima dela. concluímos que alcançamos a temperatura crítica Tc. Quando a temperatura de um líquido em um recipiente selado. a temperatura na qual. A pressão crítica da água é 218 atm e a do dióxido de carbono é 73 atm. a pressão de vapor no ponto crítico é chamada pressão crítica. 2001. Figura 5. a partir desse ponto. Na temperatura crítica. a pressão de vapor alcançará 218 atm – o recipiente deve ser muito forte! A densidade do vapor agora é muito grande. Fonte: ATIKNS. a densidade do vapor se iguala à do líquido.Figura 4. da substância. uma única fase uniforme ocupa o recipiente. tem a densidade de uma fase líquida e pode agir como solvente de líquidos e sólidos. Hidrocarbonetos supercríticos são usados para dissolver carvão e separa-lo da cinza e já foi proposto que eles fossem usados para extrair óleos de areias ricas em óleos.9ºC é 400 Torr e a entalpia de vaporização é 35. CBr4. A distinção entre gás e vapor é. A pressão de vapor do metanol em 49.com . por exemplo. Ele é usado para remover a cafeína de grãos de café e para extrair perfumes de plantas sem contaminar os extratos com solventes potencialmente perigosos.32 Pa 133. 02. CCl4.3 kJ/mol. às vezes feita com base nas temperaturas críticas: o vapor é uma forma da matéria que pode ser liquefeita pelo aumento da pressão e um gás é uma forma de matéria que não pode ser liquefeita pelo aumento da pressão. (r = 67 ºC) 13 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. logo. Qual das substâncias. 1 kg m s-2 105 Pa 101325 Pa 133. o dióxido de carbono pode ser liquefeito pelo aumento da pressão somente se sua temperatura for inferior a 31ºC. Por exemplo.pdffactory. ele não pode existir na fase líquida em temperatura ambiente qualquer que seja a pressão.3 kPa e a entalpia de vaporização é 29. Estime o ponto de ebulição normal da acetona. Dentre CH3CHO e CH3CH2CH3. A pressão de vapor da acetona em 7. A temperatura crítica do oxigênio é 118ºC. na temperatura normal? Explique. Estime o ponto de ebulição normal do metanol. pode dissolver compostos orgânicos. que substâncias tem a pressão de valor mais alta em – 50º C? 03. Um fluido denso que pode existir acima da temperatura e pressão críticas é chamado de fluido supercrítico. o tetrabromo-metano.7ºC é 13. O dióxido de carbono supercrítico. Ele pode ser tão denso que. (r = 62 ºC) 04.332 Pa 01. tem a pressão de vapor mais alta. e o tetracloro-metano.Um gás só pode se liquefeito por aplicação de pressão se ele estive abaixo da temperatura crítica.1 kJ/mol. LISTA DE EXERCÍCIOS I Nome pascal bar atmosfera torr milímetro mercúrio Símbolo 1 Pa 1 bar 1 atm 1 torr de 1 mmHg Valor 1 N m-2. embora seja formalmente um gás. Essas unidades são geralmente representadas por m (por exemplo. isto é a tendência de um solvente de fluir através de uma membrana para uma solução. Por exemplo. Quando os químicos começaram a estudar quantitativamente as propriedades das soluções. a osmose. As quatro propriedades coligativas são o abaixamento da pressão de vapor do solvente. o aumento do ponto de ebulição do solvente. o abaixamento do ponto de congelamento do solvente e a osmose.pdffactory. Elas são independentes da identidade química do soluto. e não da identidade química do soluto são chamadas propriedades coligativas. eles encontraram um fato muito peculiar: algumas propriedades. dependem somente das quantidades relativas de soluto e de solvente. as duas medidas de concentração úteis para seu estudo são a fração molar e a molalidade. n é o número de mols e m2 é a massa do solvente. dissolve-se 1 mol de NiSO4 em 1kg de água. uma solução de 1 M (NiSO4). 1. 14 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Propriedades que dependem da razão entre o número de moléculas de soluto e de solvente. para representar essa solução 1m de NiSO4. Lê-se “molal”. na definição. promove o fluxo de nutrientes através das paredes da célula viva. Todas as quatro propriedades envolvem o equilíbrio ente duas fases de um solvente ou entre duas soluções de concentrações diferentes. Note a ênfase no solvente.1. inclusive a osmose.8.com .1 MOLALIDADE Como as propriedades coligativas dependem da razão dos números de moléculas de soluto e solvente.8 PROPRIEDADES COLIGATIVAS Algumas propriedades das soluções são essenciais para a vida. A molalidade de um soluto é a quantidade de soluto (em mols) de uma solução dividida pela massa do solvente (em quilogramas): Molalidade = n (10) onde. m2 As unidades de molalidade são mols de soluto por quilograma de solvente (mol/kg). Portanto. a energia livre do vapor tem de ser igual à do solvente. Como a entropia da fase líquida é aumentada pelo soluto mas a entalpia permanece inalterada. No equilíbrio e na ausência de solutos a energia livre molar do vapor é igual à do solvente líquido puro. às moléculas de solvente.pdffactory. em uma solução ideal.8. as interações entre as moléculas de soluto e solvente são iguais às interações entre as moléculas de solvente e soluto. diminuição da energia livre molar do solvente. a entalpia de solução é zero. que passou grande parte da vida medindo pressões de vapor. a pressão de vapor do solvente é só nove décimos da pressão do solvente puro.2 ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR O cientista francês François-Marie Raoult. levaremos em consideração somente solutos não-voláteis. Vejamos agora.com . as moléculas de soluto se misturam livremente com as moléculas de solvente. No momento. tem base termodinâmica. O abaixamento da pressão de vapor do solvente. De acordo com essa equação. Como a energia livre de um gás 15 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Em outras palavras. Em uma solução ideal. então. ocorre.1. que não participam da fase vapor e limitaremos nossas condições às soluções ideais. o metil-benzeno (tolueno) forma soluções quase ideais com o benzeno. Agora. a pressão de vapor do solvente é diretamente proporcional à fração molar de moléculas do solvente na solução. No equilíbrio. Uma solução hipotética que obedece exatamente à Lei de Raoult em todas as concentrações é chamada de solução ideal. no todo. o soluto aumenta a entropia da fase líquida: já não podemos estar seguros de que uma molécula da solução escolhida ao acaso seja uma molécula de solvente. Os solutos que formam soluções quase ideais são. xsolvente é a fração molar do solvente e P é a pressão de vapor do solvente na solução. porém. Esta declaração. em qualquer temperatura. Até mesmo em uma solução ideal. o vapor. freqüentemente. esse somente 9 em cada 10 moléculas de uma solução são moléculas do solvente. descobriu que a pressão de vapor de um solvente é proporcional a sua fração molar em uma solução. precisamos pensar como a presença do soluto afeta às energias livres molares do solvente e do vapor. para que as duas fases permaneçam em equilíbrio a energia livre do vapor tem de diminuir também. Por exemplo. chamada de lei de Raoult. Conseqüentemente. é normalmente escrita P = x solvente Ppuro em que Ppuro é a pressão de vapor do solvente puro. muito semelhantes em composição e estrutura. Por exemplo. devido à presença do soluto. Como a energia livre do solvente diminuiu. segue-se que a pressão de vapor também deve diminuir. o ponto de ebulição do solvente aumenta. Em outras palavras. As soluções reais não obedecem à lei de Raoult em todas as concentrações. conseqüentemente. mais elas se assemelham às soluções ideais. em que a energia livre da fase vapor é mais baixa do que a fase líquida. A elevação do ponto de ebulição tem a mesma origem do abaixamento da pressão de vapor e também é devida ao efeito do soluto na entropia do solvente. Uma solução que não obedece à lei de Raoult em uma determinada concentração de soluto é chamada de solução não ideal.depende da pressão.3 ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO E ABAIXAMENTO DO PONTO DE CONGELAMENTO Quando a presença de um soluto não-volátil em uma solução (como o açúcar no melado) abaixa a pressão de vapor do solvente. portanto. O problema com as soluções de eletrólitos é que as interações entre os íons acontecem em grandes distâncias e. A figura 6 mostra como as energias livres molares das fases.8.pdffactory. têm um efeito pronunciado. Acima do ponto de ebulição. a pressão de vapor do solvente é mais baixa na presença do soluto. As soluções reais são aproximadamente ideais em concentrações de solutos próximas de 10-1 M em soluções de não-eletrólitos e de 10-2 M em soluções de eletrólito. A lei de Raoult é mais um exemplo de uma lei limite.com . mas quanto mais baixa a concentração do soluto. líquida e vapor de um solvente puro variam com a temperatura. A menos que seja mencionada. torna-se cada vez mais válida a medida que a concentração do soluto se aproxima de zero. que neste caso. abaixa a energia livre. 1. todas as soluções que usaremos são ideais. 16 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. o vapor é a fases mais estável. Já vimos que a presença de um soluto na fase líquida do solvente aumenta a entropia do soluto e. Esse aumento é chamado de elevação do ponto de ebulição. Por exemplo. As pessoas que vivem em regiões em que o inverno é frio utilizam o abaixamento do ponto de congelamento quando espalham sal nas rodovias e calçadas para fundir o gelo.Figura 6. o ponto de ebulição é mais alto na presença do soluto. aproximadamente. Fonte: ATIKNS. conseqüentemente. os químicos usam esse efeito para avaliar o grau de pureza de um composto sólido: se o composto estiver impuro. A fase sólida é a mais estável abaixo do ponto de congelamento. As linhas que representam as energias livres molares das fases líquida e sólida do solvente cruzam-se em uma temperatura 17 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. De maior importância prática é o abaixamento do ponto de congelamento. Uma solução de sacarose 0.1 m em água. No laboratório. porque nela a energia livre é mais baixa do que na fase líquida. 2001. Como vimos anteriormente. O aumento é normalmente muito pequeno e tem pouca importância prática. a água do mar congela a 1ºC abaixo da água pura. A figura 6b mostra que as linhas que representam as energias livres da solução líquida e do vapor cruzam-se em uma temperatura mais alta que no caso do solvente puro e. por exemplo. Energia livre molar com o aumento da temperatura.com . seu ponto de fusão é mais baixo do que o valor considerado na literatura.05ºC.pdffactory. ferve em 100. abaixa a energia livre sem afetar a energia livre da sua fase sólida (porque o soluto é insolúvel nos solvente sólido). a presença de um soluto na fase líquida do solvente aumenta a entropia do solvente e. a diminuição do ponto de congelamento do solvente provocado por um soluto. A figura 7 mostra a variação como a temperatura das energias livres molares padrão das fases líquida e sólida de um solvente puro. assim. kg/mol) x (0. Para uma solução de 0. Fonte: ATIKNS. O efeito é muito pequeno. se dissolve para dar íons Na+ e Cl-. é: Abaixamento do ponto de congelamento = (1.com . (12) Em uma solução de eletrólito. O cloreto de sódio.2 K Conseqüentemente. Abaixamento do ponto de congelamento = kc x molalidade. o ponto de congelamento é mais baixo na presença de soluto. Verifica-se.mais baixa do que no solvente puro e. logo. Ela é diferente para cada solvente e deve ser determinada experimentalmente. por exemplo. Uma expressão semelhante é usada para relacionar a elevação do ponto de ebulição a molalidade do soluto: Elevação do ponto de ebulição = ke x molalidade.2ºC. Energia livre molar de um sólido e de sua fase líquida. 2001. cada fórmula unitária contribui com dois ou mais íons. a água na solução congela em -0.1 mol/kg) = 0.86 K. a molalidade total do soluto é duas 18 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. (11) A constante kc é chamada de constante do ponto de congelamento do solvente. e ambos contribuem para o abaixamento do ponto de congelamento.pdffactory. por exemplo. Os cátions e ânions contribuem quase independentemente em soluções muito diluídas. Para uma solução de não-eletrólito. e pode ser justificado termodinamicamente.1 m de sacarose. que o abaixamento do ponto de congelamento de uma solução é ideal é proporcional à molalidade do soluto. assim. Figura 7. empiricamente. Por exemplo. como a espectrometria de massa. dão resultados mais confiáveis. A cânfora é freqüentemente usada como solvente para compostos orgânicos porque tem uma grande constate de ponto de congelamento. porém. os solutos provocam um significativo abaixamento no ponto de congelamento. Por exemplo.pdffactory.05 x 2)+0. porque técnicas. uma membrana que só permite a passagem de certos tipos de moléculas ou íons.vezes maior a molalidade em termos das fórmulas unitárias de cloreto de sódio. cada fórmula protonada produz dois íons de i = (0. Em soluções mais concentradas.95 = 1. i. O fator i é tão incerto. assim. Até mesmo essas soluções devem ser diluídas o suficiente para terem comportamento ideal. por exemplo. as alturas da solução e do solvente 19 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. HCl tem um fator i igual a 1 em tolueno e 2 em água.4 OSMOSE A osmose é o fluxo de solvente através de uma membrana para uma solução mais concentrada. e i = 3 para sais MX2. que é melhor limitar os tratamentos quantitativos do abaixamento do ponto de congelamento às soluções de nãoeletrólitos. mas não a de moléculas de soluto ou íons. O efeito do soluto no ponto de congelamento nessas soluções é muito difícil de predizer.8. Inicialmente. permite a passagem de moléculas de água. Esses valores sugerem que HCl retém a forma molecular do tolueno. como NaCl. alguns se juntam para formar pares de íons e outros agregados com número pequeno de íons. A crioscopia é a determinação da massa molar de um soluto pela medida do abaixamento do ponto de congelamento que ele provoca quando dissolvido em um solvente. os íons não se movem independentemente. Em uma solução de um ácido fraco em água que está 5% protonado. quando todos os íons são independentes. Esse procedimento. o fator i de van’t Hoff. em soluções diluídas. O fenômeno pode ser demonstrado em laboratório separando-se uma solução e o solvente puro com uma membrana semipermeável. mas está totalmente protonado em água. (13) Aqui. 1.05. Para soluções diluídas de não-eletrólitos. A força de um ácido fraco em água pode ser estimada dessa maneira. é raramente usado nos laboratórios modernos. Podemos escrever: Abaixamento do ponto de congelamento = i x kc x molalidade. Em soluções muito diluídas (menos de cerca de 10-3 mol/L). O acetato de celulose. com suas volumosas camadas de moléculas de água de hidratação. O fator i pode ser usado na determinação do grau de ionização de uma substância em solução. i =1. i = 2 para sais MX. é determinado experimentalmente. e assim por diante.com . como CaCl2. porém. assim. o nível da solução que está dentro do tubo começa a subir com a passagem de solvente puro pela membrana para a solução. por osmose e o nível da solução no tubo subiu acima do nível da água pura. Porém. e o solvente. várias vezes. a pressão exercida pela coluna de solução é suficientemente grande para deter o fluxo de moléculas através da membrana. maior será a altura da solução necessária para deter o fluxo. Quando a provisão de água é cortada. A carne salgada é preservada do ataque bacteriano pela osmose. tem a tendência a passar espontaneamente para a solução. o Becher.com . a água passou para a solução. As paredes das células vivas agem como membranas semipermeáveis que permitem a passagem de água. Como a osmose é uma propriedade termodinâmica. a passagem das enzimas e das proteínas que foram sintetizadas dentro da célula.puro. água pura: a altura inicial dos dois líquidos era a mesma. através da membrana. de moléculas pequenas e de íons hidratados. Já vimos. podemos esperar que ela se relacione às variações de entalpia e entropia provocadas pelo soluto. No equilíbrio. essa desidratação se manifesta como um murchidão. Em uma planta. porém. levando moléculas pequenas de nutrientes. Figura 8. Esse influxo de água também mantém a célula túrgida (inchada). Π (a letra grega pi). Elas bloqueiam. a solução concentrada de sal desidrata – e mata – as bactérias. são as mesmas.pdffactory. a turgidez se perde e a célula fica desidratada. Quanto maior for a pressão osmótica. A vida depende da osmose. que um soluto reduz a energia livre molar da solução que fica abaixo da energia livre molar do solvente puro. Inicialmente o tubo continha uma solução de sacarose e. 20 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. A pressão necessária para deter o fluxo de solvente é chamada de pressão osmótica. A diferença das concentrações de soluto dentro e fora de uma célula dá origem a uma pressão osmótica e a água passa para a solução mais concentrada no interior da célula. Na etapa mostrada aqui. mostradas na ilustração. Neste caso. fazendo a água fluir para fora delas. A osmometria é muito sensível. c. 2001. Fonte: ATIKNS. mol-1 Pa . K-1 . Onde. Tubo de mercúrio. mol-1 LISTA DE EXERCÍCIOS II 01.324 1. Constante (R) 8. mol-1 L .com .20578 x 10-2 8.pdffactory. K-1 . envolve a determinação da pressão osmótica de uma solução cuja concentração em massa de soluto é conhecida e. Π = i RTc (14) . a altura da coluna de solvente depende de sua densidade Figura 10. e é comumente usada na determinação de massas molares muito grandes. A energia livre molar do solvente é mais baixa na solução. em 90ºC em uma solução preparada pela dissolução de 5.00 g de glicose (C6H12O6) em 100 g de água.31451 8.31451 62. mol-1 L . Torr. K-1 .98722 Unidades J K-1 . i é o fator de van’ Hoff. (r = 0. Essa técnica. chamada de osmometria. bar. a massa molar desconhecida. logo existe a tendência espontânea de o solvente fluir para a solução. K-1 . A pressão de vapor da água pura é 524 Torr.68 atm) 21 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.Figura 9.31451 x 10-2 8. Essa expressão é agora conhecida como a equação de van’t Hoff. O mesmo fator de van’t Hoff responsável pelo fator i mostrou que a pressão osmótica de uma solução de não-eletrólito está relacionada com a molaridade. K-1 . R é a constante dos gases e T é a temperatura. mol-1 L . Calcule a pressão de vapor em água. mol-1 cal. como as de polímeros. Entretanto. m3. Note que a pressão osmótica é independente das identidades do soluto e do solvente. do soluto na solução. A equação de van’t Hoff é usada para determinar a massa molar do soluto a partir de medidas de pressão osmótica. até mesmo em baixas concentrações. atm. A pressão de vapor do etanol puro nesta temperatura é 5. A pressão osmótica devida a 2.50g de poli(metacrilato de metila) dissolvido no metilbenzeno necessário para produzir 175 mL de solução foi 2.7 K. Calcule a massa molar média do polímero. Kc = 39. em 50. em 19ºC. (r = 0.05 atm) 03. A pressão osmótica de 1. C10H19PS2. em 25ºC.com .2 g de polietileno (PE) dissolvido no benzeno necessário para produzir 100.93 atm) 06.10x10-2 atm. A pressão osmótica de 3.01 M de KCl(aq) em 298K? (imagine i = 2).02. Dados: Ponto de congelamento da cânfora 179.kg/mol. Calcule a massa molar média da amostra de poliestireno. 04. Calcule a pressão de vapor do etanol.0g de poliestireno dissolvido no benzeno necessário para produzir uma solução de 150 mL foi 1. 22 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.11 kPa. 07. C9H8O. em 20ºC.8 K. (r = 0. para uma solução preparada pela dissolução de 2. Calcule a massa molar média da amostra de poli(metacrilato de metila). em 25ºC.050 mol/kg do inseticida malation.0 mL de solução foi de 1. em cânfora.3 kPa.21 kPa.pdffactory.48 atm) 05.12 M de sacarose em 298K? (r = 2. Em que temperatura congela uma solução de 0.0 g de etanol. 08. Ele não é um eletrólito. Qual é a pressão osmótica de uma solução de 0.00 g de cinamaldeído. Qual é a pressão osmótica de uma solução 0. 1. PBpuro (17) O vapor da mistura é mais rico no componente mais volátil (o componente de maior pressão de vapor) do que o líquido. vimos que a presença de um soluto não-volátil afeta a pressão de vapor de um líquido. Nas próximas aulas examinaremos como a pressão de vapor varia com a composição quando ambos os componentes de uma mistura são voláteis e como essa informação pode ser usada para separá-los por destilação. A destilação é usada para separar misturas homogêneas pela diferença de ponto de ebulição. em termos da composição do líquido. Como a mistura é ideal.com . Se pudéssemos expressar a composição do vapor. PApuro e PB = XB . Um exemplo seria usar A como benzeno e B como tolueno. Igualmente para B. logo. podemos esperar que o vapor em equilíbrio com a mistura líquida seja mais rico em benzeno do que o líquido. Pressão de Vapor de Misturas Binárias Líquidas Imagine uma mistura binária ideal de dois líquidos voláteis.9 MISTURAS BINÁRIAS LÍQUIDAS Nas últimas aulas. é mais volátil do que o tolueno. porque esses dois compostos têm estruturas moleculares semelhantes e formam soluções quase ideais. 23 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. A e B. poderíamos confirmar que o vapor é mais rico do que o líquido no componente mais volátil. PApuro + xB . PBpuro (15) Nessas equações xA é a fração molar de A na mistura líquida e PApuro é a pressão de vapor de A puro.pdffactory. A lei de Dalton das pressões parciais afirma que a pressão total do vapor é a soma das duas pressões parciais. O benzeno. cada componente tem a pressão de valor dada pela lei de Raoult: PA = xA . por exemplo. Ptotal = PA + PB (16) Ptotal = xA . Como Fazemos isso? Para expressar a composição do vapor em equilíbrio com a fase líquida de uma mistura binária líquida, temos de observar, primeiramente, que a definição de pressão parcial (Pj = xj.P) e a lei de Dalton (P = PA + PB) nos permitem descrever a composição do vapor de uma mistura de líquidos, A e B, em termos das pressões parciais dos componentes. x Avapor = PA PA = P B P A + P B (18) E igualmente para xB, vapor. Porém podemos expressar a pressão de vapor dos componentes e a pressão total em termos da composição do líquidos (usando a lei de Raoult). Podemos, então, escrever. x A,vapor = x A,liquido P A, puro x A,líquido P A, puro + x B ,líquido P B , puro (19) Essa expressão relaciona a composição do vapor (em termos da fração molar de A no vapor) de uma mistura binária com a composição dp líquido (em termos de fração molar de A no líquido, lembrando que xB = 1 – xA). LISTA DE EXERCÍCIOS III 01. Qual é a pressão de vapor de cada componente, em 25ºC, e a pressão de vapor total de uma mistura na qual um terço das moléculas são benzeno. As pressões de vapor do benzeno e do tolueno, em 25ºC, são 94,6 e 29,1 Torr, respectivamente. (r: Pb = 31,5 torr; Pt = 19,4 torr; Pmist = 50,9 torr) 02. Qual é a pressão de vapor total, em 25ºC, de uma mistura de 3 mols de C6H6(l) e 2 mols de CH3C6H5(l)? (r = 68,4 torr) 03. Qual é a pressão de vapor total, em 25ºC, de uma mistura de massas iguais de benzeno e tolueno? (r = 64,61 torr – considerando 50g de cada componente) 24 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com 04. Encontre a fração molar do benzeno em 25ºC no vapor de uma solução de benzeno e tolueno no qual um terço das moléculas do líquido são benzeno. (r = 0,6191) 05. Determine a pressão de vapor, em 25ºC, de uma solução de tolueno em benzeno na qual a fração molar de benzeno é 0,900. Calcule as frações molares do benzeno e do tolueno no vapor. (r = Pmist = 88,05 torr; xb,vap = 0,9670; xt,vap = 0,0330) 06. Determine a pressão de vapor, em 25ºC, de uma solução de benzeno e tolueno na qual a fração molar de benzeno é de 0,500. Calcule as frações molares do benzeno e do tolueno no vapor. (r = Pmist = 61,85; xb,vap = 0,7647) 25 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com 1.10 DESTILAÇÃO O ponto normal de uma mistura binária líquida é a temperatura na qual a pressão de vapor total é igual a 1 atm. Se fôssemos aquecer uma amostra de benzeno puro, sob pressão constante de 1 atm, ele começaria a ferver em 80,1 ºC. Da mesma forma, o tolueno puro ferve em 110,6 ºC. Como, em uma determinada temperatura, a pressão de vapor de uma mistura de benzeno e tolueno é intermediária entre as do tolueno e do benzeno, o ponto de ebulição da mistura também será intermediário entre os pontos de ebulição dos dois líquidos puros. A figura 11 mostra, o diagrama de temperatura-composição, a linha inferior mostra como o ponto de ebulição norma da mistura varia com a composição. Figura 11. Fração de vapor em Função da temperatura. Fonte: ATIKNS, 2001 A linha superior mostra a composição do vapor em equilíbrio com a mistura líquida no ponto de ebulição. Para achar a composição do vapor, simplesmente olhamos ao longo da linha de amarração, a linha horizontal que passa pelo ponto de ebulição, e veremos onde ela corta a linha superior. Assim, se aquecemos uma mistura líquida com a composição dada pela linha vertical que passa pelo ponto A (xbenzeno, líquido = 0,45), em pressão constante igual a 1 atm, a mistura ferve na temperatura correspondente no ponto A. Nessa composição do vapor em equilíbrio com o líquido é dada pelo ponto B (xbenzeno, puro = 0,73). Quando uma mistura de moléculas de benzeno e tolueno, com Xbenzeno, líquido = 0,2, começa a ferver (Figura abaixo), a composição inicial do vapor formado é dada pelo ponto B (xbenzeno = 0,45). Se o vapor esfria e condensa, a primeira gota de vapor condensado, o destilado, será mais rica em benzeno do que a mistura original e o líquido que 26 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com permanece no recipiente será mais rico em tolueno. A separação não é muito boa, porque o vapor ainda é rico em tolueno. Entretanto, se aquela gota de estilado for reaquecida, o líquido condensado ferverá na temperatura representada no ponto C e o vapor acima da solução que está fervendo terá a composição D (xbenzeno = 0,73), como indicado pela linha de amarração. Note que o destilado desta segunda etapa da destilação é mais rico em benzeno do que o destilado da primeira etapa. Se o processo de ebulição, condensação e nova ebulição continua, obteríamos, eventualmente, uma pequena quantidade de benzeno puro. Figura 12. Fração de vapor de benzeno e tolueno em função da temperatura. Fonte: ATIKNS, 2001. O processo chamado de destilação fracionada usa o método de re-destilação contínua para separar misturas de líquidos que têm pontos de ebulição próximos, como benzeno e tolueno. A mistura é aquecida e o vapor passa por uma coluna empacotada com material que tem areal superficial alta, como contas de vidro. O vapor começa a condensar nas contas próximas do fundo da coluna. Porém, conforme o aquecimento continua, o vapor condensa e vaporiza mais e mais, à medida que sobe na coluna. O líquido retorna à mistura que ferve. O vapor sobe progressivamente pela coluna e chega ao condensador. O destilado final é benzeno quase puro, o mais volátil dos componentes, e o líquido no recipiente é tolueno quase puro. Se a amostra original é constituída por vários líquidos voláteis, os componentes aparecem no destilado, sucessivamente, em uma série de frações, ou amostras de destilado, que fervem em determinados intervalos de temperatura. Colunas de fracionamento gigantescas são usadas na indústria para separar misturas muito complexas, como o petróleo cru. Usamos as frações voláteis na forma de gás natural (ferve abaixo de 0 ºC), gasolina (ferve na faixa de 30 ºC e 200 ºC) e querosene (de 180ºC a 325ºC). as frações menos voláteis são 27 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.com suas pressões de vapor não seguem a lei de Raoult. na realidade. Os diagramas de temperatura-composição de misturas de etanol com benzeno e de acetona com clorofórmio mostram por quê. Um desvio positivo da lei de Raoult significa que ponto de ebulição da mistura é menor do que o predito por essa lei. O comportamento oposto é encontrado na mistura de acetona com clorofórmio. não o líquido puro mais volátil.com . Como resultado. a mistura com a composição do azeótropo ferve primeiro. e é a última fração a ser coletada. não o líquido puro menos volátil. Etanol puro não pode ser obtido das soluções em água das câmaras de fermentação. A mistura azeotrópica em 95% de etanol.pdffactory. o componente cujo ponto de ebulição é menor pode ser removido do topo da coluna antes que o próximo componente de ponto de ebulição mais baixo destile. mais baixo do que o ponto de ebulição de qualquer um dos constituintes. Os componentes não podem ser separados por destilação: em uma destilação fracionada. Uma mistura na qual a temperatura de ebulição mais baixa é inferior à dos componentes puro é chamada de azeótropo de ponto de ebulição mínimo. 28 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. o ponto de ebulição da mistura. mas as suas composições variam com a altura. Os líquidos voláteis podem ser separados por destilação fracionada. logo. porque ele forma um azeótropo de ponto de ebulição mínimo com a água. a diferença de entalpia entre a mistura e os componentes puros. Azeótropos A maior parte das misturas de líquidos não são ideais. A entalpia da acetona com o clorofórmio é negativa – o processo é exotérmico – e essa mistura tem pressão de vapor menor do que o predito pela lei de Raoult (um desvio negativo). é. Para alguns pares de componentes. A figura 13 mostra os desvios da lei de Raoul. O líquido e o vapor estão em equilíbrio em cada ponto da coluna de fracionamento. Desvios da lei de Raoult podem tornar difícil a separação de líquidos por destilação.usadas como diesel combustível (acima de 275ºC). A entalpia de mistura do etanol com o benzeno é positiva – o processo é endotérmico – e essa mistura tem pressão de vapor maior do que o predito pela lei de Raoult (um desvio positivo). O resíduo que permanece depois da destilação é usado como asfalto em rodovias. Esse azeótropo de ponto de ebulição máximo ferve em temperatura mais alta do que qualquer constituinte. A direção do desvio da lei de Raoult pode ser correlacionada com a entalpia de mistura ΔHmix. a mistura azeotrópica (mais volátil) é obtida como destilado inicial.Figura 13.com . Figura 14. Note que a mistura na parte (a) mostra uma pressão de vapor máxima. A mistura na parte (b) mostra um mínimo. isto é um desvio positivo da lei de Raoult. Quando essa mistura é separada por destilação fracionada. e (b) acetona e clorofórmio. isto é. 29 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. um desvio negativo na lei de Raoult. Variação da pressão de vapor de uma mistura de (a) etanol e benzeno.pdffactory. Diagrama temperatura-composição de um azeótropo de ponto de ebulição mínimo (como etanol e benzeno). 03. (r = xmet.com . puro = 112. o 1. (b) HF e água e (c) hexano e água. para dar uma solução cuja pressão de vapor é 157 Torr a 25ºC? Considere o comportamento ideal. Na mesma temperatura.pdffactory.1-diclorotetrafluor-etano. O 1.vap = 0. puro = 58. Se a fração molar do metanol em uma mistura dos dois solventes é 0.65. O metanol e o etanol são solventes orgânicos comuns. Diagrama temperatura-composição de um azeótropo de ponto de ebulição máximo (como acetona e clorofórmio).7803) 30 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. a mistura azeotrópica (mais volátil) fica no frasco. qual é a fração molar de cada componente no vapor em equilíbrio acima da mistura na temperatura ambiente (25 ºC)? Considere a Pmetanol. LISTA DE EXERCÍCIOS IV 01. CF3CCl2 F.Figura 15. De qual das seguintes misturas você esperaria um desvio positivo na lei de Raoult? Explique sua resposta. Que massa de 1.1-dicloro-tetrafluor-etano. Quando essa mistura é separada por destilação fracionada.1-dicloro-etano. tem pressão de vapor 228 Torr em 25ºC. (a) metanol e etanol. (r = 63 g) 02. tem pressão de vapor 79 Torr.9 Torr.1-dicloro-etano deve ser misturada com 100.0 g de 1.7 Torr e a Petanol. CH3CHCl2. os eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente.1 Classificação de soluções de eletrólitos Ácido é qualquer substância que. os quais formam íons quando dissolvidos em água (ou em alguns outros solventes) e assim produzem soluções que conduzem eletricidade.com . 2005). O pH de rios. A Tabela 2 apresenta vários solutos que agem como eletrólitos fortes e fracos em água. Isso significa que uma solução de um eletrólito fraco não conduzirá eletricidade tão bem quanto uma solução contendo uma concentração igual de um eletrólito forte. análises cotidianas de laboratório. simplesmente não é capaz de existir separadamente em água. e nossas funções corporais também dependem de ácidos e bases (KOTZ. enquanto que eletrólitos fracos ionizam-se apenas parcialmente. Uma base é definida como qualquer substância capaz de aumentar a concentração de íons hidróxido. quando dissolvida em água.1 ACÍDOS E BASES Ácidos e bases estão entre as substâncias mais comuns na natureza. 2005). H+ . 2. pois elas são muito importantes para o trabalho do engenheiro químico. Entre eles encontram-se os ácidos. Aminoácidos são as unidades fundamentais das proteínas.pdffactory. bases e sais. reações de eletroquímica e no dia-a-dia de qualquer pessoa comum. o próton produzido pelo ácido combina-se com a água para produzir o íon hidrônio H3O+. Duas outras características de ácidos e bases serão aqui introduzidas: • • Ácidos e bases podem ser divididos em eletrólitos fortes e eletrólitos fracos.1. EQUILÍBRIO QUÍMICO 2. Este capítulo trata destas substâncias. 31 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. é capaz de aumentar a concentração de íons hidrogênio. Seu conceitos são aplicados à tratamento de superfícies como a galvanoplastia. lagos e oceanos é afetado por ácidos e bases dissolvidos. quando o ácido é dissolvido em água. Essencialmente. quando dissolvida em água (KOTZ.2. OH-. Um íon H+. HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido clorídrico + água → íon hidrônio + íon cloreto A maioria dos solutos que discutiremos são eletrólitos. Assim. ela necessita da presença de um receptor de próton (ou base). De acordo com a teoria de Brφnsted-Lowry. H2SO3. HCl. dois químicos. 2.com . Para uma molécula se comportar como ácido. HClO3. HBr. HClO4.2 Classificação de Ácidos e Bases Em 1923. Classificação dos eletrólitos Fortes Fracos Ácidos inorgânicos como HNO3. incluindo H2CO3. quando a amônia reage com água formamse o íon amônio e o íon hidróxido como mostrado abaixo: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OHNo exemplo acima. Da mesma forma. Por exemplo.Tabela 2. H3PO4. Lowry. HBrO3. H2SO4.ácido: espécie receptora de próton . cianetos e tiocianatos de Hg. H3BO3. na Dinamarca de.base: espécie doadora de próton . propuseram independentemente uma teoria sobre o comportamento ácido-base que é particularmente útil na química analítica.ácido conjugado: espécie protonada . uma molécula que pode receber um próton comporta-se como base se estiver diante de um ácido. A maioria dos ácidos orgânicos Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos A maioria dos sais Amônia e a maioria das bases orgânicas Haletos. Pela definição temos que: .base conjugada: potencial receptor de próton 32 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.N. M. a amônia é uma base que reage com a água (ácido) dando origem ao íon amônio que é um ácido conjugado e ao íon hidróxido que é uma base conjugada. J. Ácidos e Bases Conjugados Um aspecto importante do conceito de Brφnsted-Lowry é a idéia de que o produto formado quando um ácido fornece um próton é um potencial receptor de próton e é chamado de base conjugada do ácido original. Brφnsted. um ácido é um doador de próton e uma base é receptora de próton. na Inglaterra. Cd.1. J. Muitos ácidos inorgânicos.pdffactory. Zn. H2S. + OH. essa reação de 33 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.↔ HPO4-2 + H2O Os aminoácidos simples são uma classe importante de compostos anfipróticos que contêm tantos grupos funcionais de um ácido fraco quanto de uma base fraca. o H3PO4 é o ácido conjugado da base original. Assim. como o íon hidróxido. as concentrações de íons hidróxidos e íons hidrônio em água pura são apenas cerca de 10-7 mol. H2PO4. Esta espécie é chamada íon hidrônio e consiste em um próton ligado covalentemente a uma molécula de água. 2.L-1. Não o bastante os pequenos valores dessas concentrações. H2PO4. H2PO4-.+ H3O+ ↔ H3PO4 + H2O Nesse caso. O ácido conjugado da água é o próton hidratado representado por H3O+.com . Um exemplo é o íon diidrogeno fosfato. ou base. em uma solução aquosa de ácido nitroso: H2O + HNO2 ↔ H3O+ + NO2Neste caso a base conjugada do ácido nitroso é o íon nitrito.1. Espécies Anfipróticas As espécies que possuem ambas as propriedades ácidas e básicas são chamadas anfipróticas.3 AUTOPROTÓLISE Os solventes anfipróticos sofrem auto-ionização. ou autoprotólise.pdffactory. A autoprotólise é outro exemplo de comportamento ácido-base.Em contraste. para formar um par de espécies iônicas. o etanol e o ácido acético anidro também são exemplos de compostos anfipróticos. que se comporta como uma base na presença de um próton como o H3O+. entretanto. Na presença de um receptor de próton.comporta-se como um ácido e doa um próton para formar a base conjugada HPO4-2. a água age como receptor e próton. A água. como ilustrado pelas seguintes reações: H2O + H2O ↔ H3O+ + HOCH3OH + CH3OH ↔ CH3OH2+ + HCOONH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH2A extensão na qual a água sofre autoprotólise é pequena à temperatura ambiente. o H2PO4. o metanol. a intensidade da cor torna-se constante. 2. elas procedem para um estado de equilíbrio químico no qual a razão da concentração de reagentes e produtos é constante. Entre outras coisas. Considere a reação química H3AsO4 + 3I. as expressões de constante de equilíbrio permitem realizar o cálculo do erro em uma análise resultante da quantidade de analito que não reagiu e que resta quando o equilíbrio for atingido. As expressões das constantes de equilíbrio são equações algébricas que descrevem as relações de concentração existentes entre reagentes e produtos no equilíbrio.dissociação é de suma importância para a compreensão do comportamento das soluções aquosas. Uma solução de intensidade de cor idêntica também pode ser preparada adicionandose1 mmol de ácido arsênico a 100 mL de uma solução contendo 1 mmol de íon triiodeto. for adicionado a 100 mL de uma solução contendo 3 mmols de iodeto de potássio. o que mostra que a concentração do triiodeto tornou-se constante.pdffactory. a cor vermelha do íon triiodeto vai aparecer quase imediatamente. Reação de equilíbrio do ácido arsênico com o íon triiodeto em pH 1. Nesse caso. (Os outros componentes da reação são incolores) Se. Observe a figura 16. 1mmol de ácido arsênico. a intensidade da cor é inicialmente maior que na primeira solução. Ao contrário.2 O ESTADO DE EQUILÍBRIO As reações usadas na química analítica nunca resultam na completa conversão de reagentes em produtos. Figura 16.com .+ 2H+ ↔ H3AsO3 + I3. Em poucos segundos. por exemplo.+ H2O A velocidade dessa reação e a extensão na qual ela procede para a direita podem ser espontaneamente avaliadas pela observação da cor vermelho-laranja do íon triiodeto I3-. mas decresce 34 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Estudos teóricos e experimentais envolvendo os sistemas com reações que ocorrem em nível molecular mostram que as reações entre as espécies participantes continuam mesmo após o equilíbrio ter sido alcançado. uma elevação na temperatura altera a relação de concentração na direção que tende a absorver calor e um aumento de pressão favorece aqueles participantes que ocupam um volume total menor. na pressão ou na concentração total de um reagente ou produto. Observe a figura 17. esta relação é alterada pela aplicação de uma perturbação ao sistema. Ou seja. Entretanto. Figura 17. Tais perturbações incluem variações na temperatura. a perturbação resultante é minimizada por um deslocamento do equilíbrio na direção que consome parcialmente a substância adicionada. porque. Reação de equilíbrio do ácido arsênico com o íon triiodeto em pH 7. o 35 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. o qual define que a posição do equilíbrio químico sempre se alterna na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada. a cor das duas soluções torna-se idêntica.com . Estes efeitos podem ser previstos qualitativamente a partir do princípio de Lê Châtelier. A razão constante entre as concentrações de reagentes e produtos resulta da igualdade nas velocidades das reações direta e inversa. Muitas outras combinações dos quatro reagentes podem ser usadas para gerar soluções que são indistinguíveis das duas aqui descritas.pdffactory. Por exemplo.rapidamente como resultado da reação H3AsO4 + 3I. Finalmente.+ 2H2O ↔ H3 AsO3 + I3. Os resultados dos experimentos descritos aqui ilustram que a relação da concentração no equilíbrio químico é independente do caminho pelo qual o estado de equilíbrio é alcançado. O efeito da ação das massas pode ser conceituado como o efeito de introduzir uma quantidade adicional de uma espécie participante na mistura reacional.+ 2H+. Este efeito é particularmente importante. em atmosferas. Se uma ou mais espécies for um líquido puro. Considere uma equação global para um equilíbrio químico: wW + xX ↔ yY + zZ As letras maiúsculas representam as fórmulas das espécies químicas que participam da reação e as letras minúsculas representam os coeficientes estequiométricos.com .1 Expressões da constante de equilíbrio A influência da concentração na posição de um equilíbrio químico é convenientemente descrita em termos quantitativos por uma expressão da constante de equilíbrio. A expressão de equilíbrio para esta reação é: K= [Y ]y × [Z ]z (20) [W ]w × [X ]x na qual os termos em colchetes têm o seguinte significado: 1. o termo referente a essa espécie não aparece na expressão da constante de equilíbrio. muitas vezes substituímos os colchetes pelo símbolo pz que representa a pressão parcial do gás Z em atmosferas. Tipos de Constantes de Equilíbrio encontradas na Química Analítica A tabela 3 resume os tipos de equilíbrios químicos e as constantes de equilíbrio que são de importância na química analítica. Concentração molar se a espécie for um soluto dissolvido. Pressão parcial. 36 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. As aplicações simples de algumas destas constantes são ilustradas a seguir. 2. Essas expressões têm origem na termodinâmica. se a espécie for um gás. de fato. Entretanto.pdffactory. uma expressão da constante de equilíbrio não fornece informações referentes à velocidade na qual o equilíbrio é alcançado.equilíbrio químico é um estado dinâmico no qual as velocidades das reações direta e inversa são idênticas. um sólido puro ou um solvente presente em excesso.2. 2. Elas são muito importantes porque permitem que os químicos possam prever a direção e a extensão de uma reação química. Como conseqüência.pdffactory. Constantes de equilíbrio Aplicações da Constante do Produto Iônico da Água As soluções aquosas contêm pequenas concentrações de íons hidrônio e hidróxido como conseqüência da reação de dissociação.008 x 10-14. A constante do 37 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. A 25ºC a constante do produto iônico da água é 1. usamos a aproximação de que à temperatura ambiente Kw ≈ 1. Por conveniência.com . o produto iônico da água. 2H2O ↔ H3O+ + OHUma constante de equilíbrio para essa reação pode ser formada como mostrado na equação abaixo: K= [H O ]× [OH ] (21) + − 3 [H 2O]2 A concentração da água em soluções aquosas diluídas é enorme. e então escrevemos K [ H 2 O]2 = K w = H 3O + × OH − [ ] [ ] em que a nova constante Kw recebe um nome especial.Tabela 3.00 x 10-14. o termo [H2O]2 que está presente na equação pode ser considerado como constante. especialmente quando comparada com as concentrações dos íons hidrônio e hidróxido. a constante de dissociação da base para a amônia é NH3 + H2O ↔ NH4 + OH + - Kb [NH ]× [OH ] = + − 4 [NH 3 ] Observe que a concentração da água não aparece no denominador nas duas equações porque é tão grande em relação à concentração do ácido fraco ou da base fraca que a dissociação não se altera de maneira significativa. para o ácido nitroso. De maneira análoga. NH3 + H2O ↔ NH4 + OH + - Kb [NH ]× [OH ] = + − 4 [NH 3 ] + 4 NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Ka = [H O ]× [NH ] 3 [NH ] + 3 A multiplicação de uma expressão da constante de equilíbrio pela outra gera K a × Kb mas [H O ]× [NH ] × [NH ]× [OH ] = [H O ]× [OH ] = [NH ] 3 [NH ] + 4 + + − 3 4 + − 3 3 K w = H 3O + × OH − (22) e portanto K w = K a × K b (23) [ ] [ ] 38 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Aplicação das Constantes de Dissociação Ácido-Base Quando um ácido fraco ou uma base fraca se dissolve em água. ocorre uma dissociação parcial. podemos escrever HNO2 + H2O ↔ H3O+ + NO2Ka = [H O ]× [NO ] + 3 [HNO2 ] − 2 Em que Ka é a constante de dissociação do ácido para o ácido nitroso. Constantes de Dissociação para Pares Ácido-Base Conjugados Considere a expressão da constante de dissociação da base para a amônia e a expressão da constante de dissociação para o íon amônio.pdffactory.com . Portanto.produto iônico da água permite o cálculo rápido das concentrações dos íons hidróxido e hidrônio em soluções aquosas. Portanto. um íon H3O+ é formado para cada íon A-.[H3O+] Quando [A-] e [HA] são substituídos por seus termos equivalentes a expressão da constante de equilíbrio torna-se: Ka cHA − [ H 3 O + ] [H O ] 3 + 2 a qual pode ser rearranjada para [H O ] 3 + 2 + K a [ H 3O + ] − K a c HA = 0 A solução positiva para essa equação quadrática é 39 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Inúmeras compilações de dados de constante de equilíbrio listam apenas as constantes de dissociação ácidas. Sob essas condições. Concentração do Íon Hidróxido em Soluções de Ácidos Fracos Quando o ácido fraco HA se dissolve em água. uma vez que é muito fácil calcular as constantes de dissociação das bases empregando a equação anterior. dois equilíbrios são estabelecidos e geram íons hidrônio: HA + H2O ↔ H3O+ + OH2H2O ↔ H3O+ + OHKa = [H O ]× [OH ] + − 3 K w = H 3O + × OH − [ [HA] ] [ ] Geralmente os íons hidrônio gerados a partir da primeira reação suprimem a dissociação da água em tal extensão que a contribuição do segundo equilíbrio para a geração de íons hidrônio é desprezível.Essa relação é geral para todos os pares ácido-base conjugados.com .pdffactory. a soma das concentrações molares do ácido fraco e da sua base conjugada precisa ser igual à concentração analítica do ácido cHA uma vez que a solução não tem outra fonte de íons A-. e assim escrevemos [A-] ≈ [H3O+] Além disso. cHA = [A-] + [HA] A substituição de [A-] por [H3O+] na equação anterior fornece cHA = [H3O+] + [HA] que pode ser rearranjada para [HA] = cHA . O erro aumenta para um valor próximo de 1. Conhecendo as concentrações. ou do íon hidrônio. seja ela.5% quando a razão cHA/Ka é 104. a concentração dos íons pode ser determinada conhecendo as constantes de equilíbrio das espécies químicas em questão. 2.com . Observe que o erro induzido e decorrência dessa consideração é cerca de 0.pH Os valores de pH de soluções ácidas ou básicas são determinados pelo logaritmo negativo das concentrações do íon hidrônio (ácidos) e do íon hidróxido (bases) como mostra a equação a seguir.[H O ] = − K + 3 a 2 + K a + 4 K a c HA 2 Como alternativa ao uso da equação H 3O + pelo método das aproximações sucessivas: Ka [ ] 2 + K a [ H 3O + ] − K a c HA = 0 esta pode ser resolvida [H O ] 3 + 2 cHA A grandeza do erro induzido pela consideração de que [H3O+] << cHA aumenta a medida que a concentração molar do ácido torna-se menor e sua constante de dissociação se torna maior. pH = . em soluções de bases fracas.pdffactory. Então utilizaremos esta aproximação quando os erros induzidos forem menores que 5%. 40 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. de ácido fraco ou forte.6% quando a razão é igual a 103.log [H3O+] pOH = -log [OH-] Para qualquer solução. Concentração do Íon Hidróxido em Soluções de Bases Fracas As técnicas discutidas nas seções anteriores são prontamente adaptadas para o cálculo da concentração do íon hidróxido.3 POTENCIAL HIDROGENIÔNICO . base fraca ou base forte. é possível determinar o pH para qualquer solução. para 5% quando ela for 102 e para cerca de 17% quando a razão é 10. sabendo que a constante de dissociação ácida do ácido cianídrico é 6.com .61 x 10-5) 02.645 x 10-3 mol/L) 03. (r = 8. Busque os valores da constante ácida no apêndice.0 x 10-4 mol/L.895x 10-5 mol/L) 04. (r = 5.2 x 10-10.136 x 10-3 mol/L) 41 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. (r = 1.120 mol/L.LISTA DE EXERCÍCIOS V 01. Calcule a concentração de íon hidrônio em uma solução de ácido nitroso 0. Determine o valor de Kb para o equilíbrio CN.0750 mol/L.+ H2O ↔ HCN + OH. Calcule a concentração do íon hidrônio em uma solução de cloreto de anilina C6H5NH3Cl 2. Calcule a concentração de íons hidróxido presentes em uma solução de NH3 0. (r = 1. O cloreto de anilina é um sal que gera um ácido fraco.pdffactory. Na experiência passada foram apresentados os conceitos de ácidos e bases segundo Arrhenius. . em solução aquosa. maior a força da base. portanto. Ácidos. Esse mesmo raciocínio se aplica às bases. Objetivos de ensino . causa o aparecimento de íons hidroxila. Ácido é toda substância que. a partir de soluto sólido. 3.AULAS PRÁTICAS I PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 1. quando dissolvida em água. Quanto maior a quantidade de OH-. o que significa dizer que um ácido (ou uma base) é mais forte que outro ácido (ou outra base) e.Efetuar cálculos visando determinar a massa necessária de uma base para preparar uma solução diluída desta. e o da preparação de uma solução aquosa diluída de uma base. quando dissolvida em água. causam o aumento da concentração de íons H+. ácidos fortes são aqueles capazes de gerar grandes quantidades de íons H+ e ácidos fracos aqueles que só conseguem gerar pequenas quantidades. . . 42 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. OH-. pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque.Utilizar balões volumétricos para preparar soluções. base é toda substância que . leva à formação de íons H+. Introdução teórica Para que se possa manipular com segurança ácidos e bases em laboratórios de Química.com . é necessário entender o que são ácidos e bases. Objetivo da experiência Preparação de uma solução aquosa diluída de um ácido. qual a forma como essas substâncias são comercializadas. ainda.pdffactory.Transferência de volumes de líquido através de pipeta .Efetuar cálculos para determinar o volume de uma solução concentrada em estoque a ser tomado para se preparar uma solução diluída. 2. Assim. ácido sulfúrico (H2SO4). b) O volume de HCl necessário para preparar 100mL de uma solução aquosa 1 normal. levando à formação de íons H+. O hidróxido de sódio (soda cáustica) – a base mais importante industrialmente – bem como o hidróxido de potássio. higroscópico. se ioniza completamente. Pré-laboratório A partir das informações contidas no rótulo dos frascos que contém hidróxido de sódio e ácido clorídrico. esse gás. estas soluções são denominadas de “ soluções concentradas em estoque”. nº eqbase = massa molar/nº de OH- 43 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. À temperatura ambiente . calcule: a) A massa de NaOH necessária para preparar 100mL de uma solução aquosa 1 normal.Os ácidos fortes comumente utilizados nos Laboratórios são: ácido clorídrico (HCl). As bases fortes mais frequentemente utilizadas são: hidróxido de sódio e hidróxido de potássio. por exemplo.pdffactory. Assim. Os outros ácidos mencionados também são comercializados na forma de soluções aquosas concentradas. entretanto. o ácido clorídrico é comercializado na forma de uma solução aquosa concentrada . tem-se a substância HCl na forma gasosa. ácido nítrico (HNO3). nº eqácido = massa molar/nº de H+ Base: k é igual ao número de hidroxilas (OH-). 4. são encontrados comercialmente na forma de um sólido esbranquiçado.com . Lembrando que: Normalidade = nº de equivalentes grama / volume da solução (L) Como Calcular o número de equivalentes grama (nº eq) nº eq = MM k N= n º eq V ( L) Ácido: k é igual ao número de hidrogênios ionizáveis (H+). quando borbulhado (dissolvido ) em água. O procedimento de inicialmente diluir o ácido ou a base em um outro recipiente tem uma forte justificativa: a diluição de soluções concentradas de ácidos ou bases é em geral acompanhada por um grande desprendimento de calor (reação exotérmica).pdffactory. Esta pesagem não deve ser muito demorada. Como o volume nominal dos balões é geralmente calibrado a 20ºC. 5. Uma agitação cuidadosa com um bastão de vidro. duas vezes com água destilada e ele estará pronto para ser usado na preparação de outra solução aquosa. Transfira a solução para um balão volumétrico de 100mL. para que todo o soluto que estava inicialmente no béquer seja transferido para o balão volumétrico. Parte Experimental Inicialmente mostre ao professor as quantidades necessárias para a preparação das soluções. data da preparação e nome de quem preparou a solução. calculadas no pré-laboratório. Feche e agite o balão volumétrico para uniformizar a concentração da solução.1 Preparação da solução aquosa de hidróxido de sódio Pese em um béquer pequeno a massa mais próxima possível do valor calculado na etapa do pré-laboratório. Repita este procedimento algumas vezes. nem expor balões volumétricos a temperaturas elevadas ( por isso eles não são secos em estufa).com .5. não é recomendado colocar soluções aquecidas em balões. pois o hidróxido de sódio absorve a umidade do ambiente. Adicione uma pequena quantidade de água destilada ao béquer até completa dissolução do soluto. 44 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. pode ajudar a dissolução do hidróxido de sódio. O rótulo deve conter as seguintes informações: nome e concentração calculada da solução. Em seguida complete com água destilada (com auxílio de um frasco lavador) até a marca que indica o volume do balão. Enxágüe o balão volumétrico três vezes com água da torneira. Esta solução deve ser guardada em um frasco de plástico( pois o hidróxido de sódio pode reagir com o material que constitui o vidro) devidamente rotulado. Adicione um pouco mais de água destilada ao béquer e transfira para o balão volumétrico. o que eleva a temperatura da solução. Caso a solução tenha se aquecido.2 Preparação da solução aquosa de ácido clorídrico. Adicione cerca de 50mL de água destilada em um béquer e utilizando uma pipeta graduada retire o volume de solução concentrada em estoque com o auxílio de um pipetador de borracha e transfira-o para o béquer com água. transfira-a para o balão e a partir desta etapa repita os procedimentos utilizados na preparação da base. qual a concentração molar da solução obtida? 45 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. 98%). necessário para se preparar 500mL de uma solução aquosa 2N. 6.com . b) O volume de ácido sulfúrico concentrado (d=1.Calcule: a) A massa de NaOH necessária para preparar 250ml de uma solução 3N. espere que ela volte à temperatura ambiente. Pós-laboratório 1. Nunca adicione água sobre o ácido.Dissolvendo-se 40g de Ca(OH)2 em 800mL de água .99g/mL . 2.5.pdffactory. Dominar a técnica de titulação. Vb Conhecendo-se previamente a normalidade (Na) e o volume da solução ácida (Va) e determinando-se.com .Padronizar soluções diluídas de ácidos e bases fortes . padrões primários ácidos e padrões primários alcalinos (básicos). . ou seja. Os padrões primários alcalinos mais comuns são o carbonato de sódio e o tetraborato de sódio decahidratado. tomando-se a equação: Na .PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 1. 46 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. com o objetivo de determinar a concentração efetiva dessas soluções. em que uma das soluções deve apresentar concentração conhecida. O princípio do método consiste em se determinar a concentração de uma solução básica ou ácida através de uma reação ácido-base. conhecido como bórax. Portanto. Va = Nb . pela titulação. o volume da solução básica (Vb). no ponto de equivalência o número de equivalentes grama do ácido é igual ao número de equivalentes grama da base. Objetivo . Introdução teórica Nesta etapa da experiência serão realizadas titulações ácido-base das soluções preparadas na experiência anterior. Os padrões primários ácidos mais comuns são o ácido oxálico dihidratado (H2C2O4. Existem para o caso de padronizações de soluções de ácidos e bases.pdffactory.Utilizar indicadores ácido-base para indicar o ponto de equivalência numa titulação. 2. A mudança de coloração da solução indica que a equivalência de concentração entre o ácido e a base em solução foi alcançada. calcula-se a normalidade da solução básica (Nb). na presença de indicador. Um procedimento análogo pode ser utilizado para a determinação da normalidade de uma solução ácida (Na).2H2O) e o ftalato ácido de potássio. Como padrão de concentração.com . Rinse a bureta com pequena quantidade da solução de hidróxido de sódio. não alterando o número de moles do ácido. 3. A reação química que ocorre entre NaOH e o ácido oxálico é representada a seguir: H2C2O4 + 2 NaOH 3.pdffactory. Parte experimental Na2C2O4 + 2 H2O 3. que será utilizada na titulação. nesta experiência será utilizada a solução aquosa de ácido oxálico. de maneira que o volume da solução corresponda a aproximadamente 1/3 do volume do erlenmeyer. isso significa que o volume necessário para a neutralização da solução básica ultrapassou o volume necessário para a neutralização da solução ácida. Os cálculos envolvidos serão abordados durante a aula. a ser preparada conforme descrito a seguir. Esse volume corresponde a Va utilizado no cálculo da normalidade da solução de NaOH. Caso a solução adquira uma coloração vermelha intensa. Esta adição tem por objetivo apenas facilitar a visualização do ponto de viragem do indicador. Leia o volume da solução básica utilizado nesta neutralização. utilizando uma pipeta volumétrica. adicione mais uma gota de solução básica.2 Titulação da solução de hidróxido de sódio: Monte uma aparelhagem para titulação. não devendo-se considerar este resultado.0N em um erlenmeyer. Continue até que apareça uma coloração rosa na solução contida no erlenmeyer. para titular a solução de hidróxido de sódio e em seguida essa solução de hidróxido de sódio será utilizada na padronização do ácido clorídrico. Em seguida adicione água destilada. 47 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Adicione três gotas de fenolftaleína ao erlenmeyer e inicie a titulação adicionando a solução básica lentamente no erlenmeyer. Se a cor desaparecer após agitar a solução. Adicione 10mL de uma solução de ácido oxálico 1. Repita esse procedimento até que se mantenha a cor rosa da solução.1 Preparação da solução de ácido oxálico: A solução já estará preparada pelo professor. Complete a bureta com a solução de hidróxido de sódio e acerte o menisco até a marca do zero. 3. Pós laboratório 1.Que características tornam o carbonato de cálcio um bom padrão primário? 48 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.Por quê o NaOH não pode ser um padrão primário? 3. Novamente faça três titulações e utilize o valor médio para os cálculos da concentração do ácido.Por quê o HCl não pode ser padrão primário? 4. 4.Calcule a normalidade da solução de hidróxido de sódio e da solução de ácido clorídrico com os dados obtidos nas titulações e compare com os valores calculados quando da preparação dessas soluções. 2.Repita esse procedimento pelo menos mais duas e utilize o valor médio obtido nos cálculos.3 Titulação da solução aquosa de ácido clorídrico Complete a bureta com a solução de hidróxido de sódio.pdffactory.com . Repita o procedimento anterior colocando agora a solução do ácido clorídrico 1.O HNO3 pode ser um padrão primário? 5.0N já preparada em prática anterior no erlenmeyer. Mistura de um Ácido Fraco com sua Base Conjugada Se misturarmos A moles de um ácido fraco com B moles de sua base conjugada. É necessário que existam quantidades comparáveis de ácido e base conjugados para termos uma ação de tamponamento significativa.10 – x H+ 0 x x A0 X x Ka = x2 x2 = 1 × 10 −4 = = x = 3.10 -x 0. Um tampão é uma mistura de um ácido e sua base conjugada.com água é ainda menor. Muito poucas reações ocorrem para mudar uma ou outra concentração. Onde pKa = . pois o funcionamento apropriado de qualquer sistema biológico depende do pH.dissolvidos em 1.1 × 10 −3 = = 0.1% dissociado nessas condições. a extensão da reação de A. o número de moles de ácido ficará próximo a A e o número de moles de base permanecerá próximo a B.00L.00 e sua base conjugada com pKb = 10.1 Grau de dissociação = α = O ácido está 3. Vamos calcular a quantidade de ácido que se dissocia numa solução de HA 0. Considere um ácido com pKa = 4. Tabela de Equilíbrio HÁ [ ] inicial Mudança de [ ] [ ] final 0. Os bioquímicos são particularmente interessados nos tampões.com .pdffactory. Para compreender a razão disso.10M.3.10 mol de A. SOLUÇÃO TAMPÃO Uma solução tamponada resiste a uma mudança de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando ocorre uma diluição.logKa e pKb = . veja as reações de Ka e Kb em termos do principio de Le Chatelier. O pH do sangue também é tamponado em 7. 49 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.031 M 0. Em uma solução contendo 0.10 − x 0.logKb. A importância dos tampões em todas as áreas da ciência é imensa.4. O oceano é um sistema em que a solução salina que o compõe é tamponada.10 x 3.00.1 × 10 −3 0. assim como pKW = pKa + pKb. 2 × 10 −6 = = 3. 2 × 10 −6 0. e a adição de HA extra torna A.Tabela de Equilíbrio A[ ] inicial Mudança de [ ] [ ] final 0. Equação de Henderson-Hasselbalch A equação fundamental para os tampões é a equação de Henderson-Hasselbalch: uma outra forma da expressão de equilíbrio Ka.com . A.menos reativo.1 Grau de dissociação = α = HA se dissocia muito pouco.10 – x HA 0 x x OH0 X x Kb = x2 x2 = 1 × 10 −10 = = x = 3.pdffactory.10 -x 0. 2 × 10 −5 M 0. bem como o pKa do ácido. a equação análoga é: pH = pK a + log [B − ] [ BH + ] Onde pKa é a constante de dissociação ácida do ácido fraco BH+ 50 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. De forma semelhante. e a adição de A.não reage muito com a água.extra à solução torna a dissociação de HA menor ainda.10 − x 0.10 x 3. desde que saibamos a razão entre as concentrações do ácido e da base conjugados. pH = pK a + log [ A− ] [ HA] Esta equação permite determinar o pH de uma solução. Se uma solução é preparada a partir da base fraca B e de seu ácido conjugado. 0 mL de HCl 1. BH2 H H N H C HO CH2 CH2 OH + + NH2 C HO CH2 CH2 OH + H + H2C OH pKa=8. quando um ácido forte é adicionado a uma base fraca.597g/mol) em 1.61 0. podemos simplesmente substituir essas concentrações na equação de Handerson-Hasselbalch para determinar o pH.1026-0. Estamos adicionando 12.0296 0.67 g / L [ BH + ] = = 0.0120 molde de H+.0416 51 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.0906 H+ 0.0 mL de HCl 1.00 M que contém 0.135 g / mol 4.00M à solução utilizada no exemplo anterior.43 g / L = 0.136g/mol) mais 4.67 g de tris cloridrato (MM 157. qual será o novo pH? Solução: a chave para esta solução é perceber que.0296-0.Exemplo 01: Determine o pH de uma solução preparada pela dissolução de 12.43g de tris (MM 121.012 = 0.1026 0.075 H2C OH Esta é a forma tris Solução: as concentrações de B e BH+ adicionadas á solução são: 12.pdffactory. [B − ] [ BH + ] 0.00L de água.0120 BH+ 0.0120 = 0.1026M 121. que é convenientemente mostrado na pequena tabela a seguir: B + H+ → BH+ B [ ] inicial [ ] final 0.596 g / mol [ B] = Admitindo que o que adicionamos permanece na mesma forma. Essa grande quantidade de H+ consumirá 0. ambos reagem completamente para formar BH+.075 + log = 8.0296M 157.1026 pH = 8.0120 mol de BH+.com .0296 pH = pK a + log Exemplo 02: Se adicionarmos 12.0120 mol de B para formar 0. Descreva as operações que você pode fazer para preparar exatamente 100 mL de um tampão acetato 0. Um tampão foi preparado pela dissolução de 0. Se adicionarmos HCl ao tris. não for consumido pela adição de HCl ou NaOH suficiente.com .em 1.0 começando com ácido acético puro e soluções contendo HCl 3M e NaOH 3M.75x10-5 para o ácido acético. Quantos mililitros de HNO3 0.0416 O exemplo mostra que o pH de um tampão não se modifica muito quando é adicionada uma quantidade limitada de um ácido ou de uma base forte.0 05.00M a 1. por que um tampão resiste a mudanças de pH? Isso ocorre porque o ácido ou a base forte é consumido por B ou BH+.93.05 mol de sua base conjugada Na+A. LISTA DE EXERCÍCIOS VI 01.00L de uma solução não tamponada diminuiria o pH para 1.52? 52 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Mas.41 pH = 8.636) 0.0x10-5) mais 0. Ka = 1. Enquanto B.00666M para se alcançar um pH de 10.0mL de HCl 1. calcule o quociente [NO2]/[HNO2] numa solução de nitrito de sódio em que pH é a) 2. Sabendo que o pKb para o íon nitrito (NO2) é 10. BH+ é convertido em B. Determine o pH da solução tampão.0L.85. o termo logarítmico da equação de HendersonHasselbalch não mudará muito e o pH também não sofrerá uma mudança significativa.0906 = 8. 04. o BH+.075 + log 0.[B − ] pH = pK a + log [ BH + ] 0. 02.2M de pH 5. Porque o pH de um tampão é praticamente independente da concentração de ácido e de base adicionados? 03. A adição de 12.pdffactory.1 mol de ácido conjugado fraco HA (Ka = 1. B é convertido em BH+.0 b) 10. Se adicionarmos NaOH.246M devem ser adicionados a 213 mL de uma solução de etilamina (pKa = 10. são iguais e compare com as concentrações sugeridas no problema. Admita que as concentrações de HA e A.com .004 mol de cloroacetato de sódio em 1.08 mol de ácido cloroacético (pKa = 2.865) mais 0.06. Calcule o pH de uma solução preparada pela mistura de 0. 53 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.0L.pdffactory. pelo efeito criométrico.pdffactory. Espere a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Material e Reagentes • • • • • • • • • • • • Tubo de ensaio Béquer de 400 ou 500 mL Termômetro de 100ºC Rolha para tubo de ensaio grande com 1 furo Suporte unirversal Garra Tela de amianto Tripé de ferro Bico de Bunsen Balança analítica Naftaleno Enxofre 3. Acenda o bico de Bunsen e observe a fusão do naftaleno. Objetivo Obter a massa molar do enxofre. S8. Procedimento Experimental Monte tubo de ensaio adaptado com a rolha e o termômetro a um suporte universal. Ao tubo de ensaio coloque cerca de 16 g de naftaleno. pelo efeito coligativo do abaixamento da temperatura de solidificação. desligue o gás. No béquer com água coloque o tubo de ensaio contendo o naftaleno. Apóie no tripé a tela de amianto e o copo de béquer com água.AULAS PRÁTICAS II CRIOSCOPIA 1. ou seja. 54 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.com . Anote a massa. 2. Se necessário aqueça mais um pouco. Quando mais da metade do naftaleno estiver fundida. Observe que essa solução é transparente.Deixe o sistema ir resfriando e observe bem o inicio da solidificação do naftaleno.9ºC. retire o tubo de ensaio do béquer e transfira o enxofre para seu interior. agitando o conteúdo do tubo com alguma freqüência. Anote essa temperatura (se possível com precisão de décimo de grau). Agora reúna os dados e faça os cálculos para a obtenção do valor de massa molecular do enxofre. uma solução de enxofre e naftaleno. 55 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Assim que começar a solidificação da solução de naftaleno e exofre anote a temperatura. A constante criométrica do naftaleno é dada: 6.pdffactory.com . Evite deixar enxofre nas paredes do tubo. Ponha o tubo de ensaio de volta no sistema e aqueça a água do béquer até a fusão do naftaleno com o enxofre. Apague o bico de Bunsen e deixe o sistema resfriar. sem perder nada. temos no estado líquido. Pese com exatidão cerca de 4 g de enxofre e anote essa massa. Cuidadosamente. Agora. pdffactory. 56 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Submergir o bulbo do termômetro pouco abaixo do nível da água e determinar o ponto de ebulição da água pura. Fazer a leitura e anotar a temperatura. Procedimento Experimental § Ponto de ebulição da água Montar a aparelhagem conforme orientação do professor.EBULIOMETRIA 1.com . Materiais e Reagentes § § § § § § § § § § § § Balão de fundo chato de 500 mL Rolha de borracha com dois furos Termômetro (0 à 110ºC) Balão de 100 mL Pérolas de vidro Suporte universal com garras Anel de ferro com garras Tela de amianto Bico de Bunsen Vara de vidro Água destilada Etileno glicol 3. Adicionar 4 pérolas de vidro. verificada entre o solvente e a solução. Objetivos Determinação experimental da massa molecular de uma substância (ou soluto de um dado solvente) pela medida da elevação do ponto de ebulição. Medir 100 mL de água destilada e colocar no balão de fundo chato. 2. elevando-se a temperatura até atingir fervura leve. 5mL de etileno glicol (densidade = 1.pdffactory. Determine a massa molar do etileno glicol 57 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.com .1 g/mL) Proceder como no item anterior.§ Ponto de ebulição do etileno glicol Adicionar no balão 22. têm propriedades elétricas que os transformaram nas matérias-primas principais da indústria eletrônica. As moléculas de água polares hidratam os íons (rodeiam os íons formando uma “camada” bastante estável) e os retiram do reticulo cristalino. se adicionarmos 200 g. toda a glicose se dissolve. uma solução 58 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. isto é. se pudéssemos acompanhar os eventos que ocorrem quando colocamos um cristal de glicose em um pouco de água. EQUILÍBRIO QUÍMICO – SOLUBILIDADE Quando uma substância se dissolve em outra. o resultado é uma solução.1 NATUREZA MOLECULAR DA DISSOLUÇÃO Para entender melhor como uma solução se forma. Quando colocamos sal grosso no gelo. Porém. uma mistura homogênea que pode ser sólida. Se adicionarmos uma quantidade pequena – digamos 20 g – de glicose a 100 ml de água. Um processo semelhante acontece quando um sólido iônico se dissolve. na temperatura normal. ligações de hidrogênio começam a se formar entre as moléculas de água e as de glicose. em nível molecular. 4. As moléculas de glicose da superfície são puxadas para a solução por moléculas de água. as moléculas de glicose da superfície se soltam do cristal e passam para o solvente. líquida ou gasosa. mas são simultaneamente atraídas para o cristal por outras moléculas de glicose. Soluções gasosas – mais comumente chamadas de misturas – são usadas para criar ambientes especiais para mergulhadores de águas profundas e para armazenar alimentos. O soluto afeta as propriedades físicas do solvente.com . Eventualmente. Remexer ou agitar acelera o processo. imaginemos o que veríamos.pdffactory. parte da glicose se dissolve e outra parte permanece sem dissolver. porque coloca mais moléculas de água livres na superfície do sólido e retira os íons hidratados das proximidades do sólido. Quando os átomos de água se aproximam da superfície do cristal.4. As soluções sólidas de solutos em solventes metalóides e não-metais. A atmosfera é outro exemplo de uma enorme solução gasosa. cercadas por moléculas de água. Dizemos que uma solução está saturada quando o solvente dissolve todo o soluto possível e ainda resta uma parte do soluto que não dissolveu. como o silício “dopado” com uma pequena quantidade de fósforo como soluto. estamos fazendo uma mistura de sal e água que abaixa o ponto de congelamento da água e o gelo se funde. Em outras palavras. A concentração de soluto sólido na solução saturada alcançou o maior valor possível e mais nenhum soluto pode dissolver. Se as forças coesivas principais entre as moléculas de soluto são forças de London. A solubilidade molar. 4. Se as novas atrações forem semelhantes às substituídas.com . o soluto dissolvido e o soluto não dissolvido estão em equilíbrio dinâmico.2 REGRA ”IGUAL DISSOLVE IGUAL” A compreensão do jogo das forças que agem quando ocorre a dissolução de um soluto ajuda a responder algumas questões práticas. usados na limpeza a seco. porque elas não podem substituir essas ligações por interações de energia semelhante.saturada representa o limite da capacidade do soluto em se dissolver em uma determinada quantidade de solvente. por exemplo. quando as forças coesivas principais em um soluto são ligações hidrogênio. qualquer soluto sólido presente continua a se dissolver. líquidos apolares. Reciprocamente. mas a velocidade com a qual ele se dissolve é exatamente igual `a velocidade que ele volta a ser sólido. que tem ligações hidrogênio fortes. Em outras palavras. as atrações soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-solvente. de uma substância é a concentração molar de uma solução saturada. Por exemplo. Quando o soluto se dissolve. então o melhor solvente. provavelmente. que são mantidos no sólido por forças de London. CS2. com freqüência os melhores solventes para compostos apolares como a cera. Como saber que solvente usar? Um bom guia é a regra “igual dissolve igual”.pdffactory. s. Um líquido polar. que precisamos remover pingos de cera de uma mesa. 59 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. como a água. muito pouca energia é necessária para formar a solução. A glicose. o melhor solvente para compostos iônicos e polares. em uma solução saturada. Podemos explicar a regra “igual dossolve igual” examinando as forças de atração entre as moléculas do soluto e do solvente. é geralmente. Em uma solução saturada. As moléculas de enxofre não podem penetrar na estrutura da água. um bom solvente para substâncias apolares é o líquido apolar dissulfeto de carbono. são. será aquele capaz de substituir essas forças. Por exemplo. incluindo o hexano e o tetracloro-eteno. As moléculas só podem passar para a solução se puderem substituir as ligações hidrogênio soluto-soluto por ligações hidrogênio soluto-solvente. por exemplo. ele se dissolve mais provavelmente em um solvente com ligações de hidrogênio do que em outros solventes. tem grupos OH capazes de formação de ligações hidrogênio e se dissolve rapidamente em água. Suponha. mas não em hexano. com . As moléculas de surfactante são compostos orgânicos cuja estrutura e ação são semelhantes às do sabão. A quantidade de oxigênio dissolvido depende da pressão. As moléculas de sabão se aglomeram. o sabão é muito mais efetivo na remoção de gordura. normalmente escrita como: s = kH P 60 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.3 PRESSÃO E SOLUBILIDADE DOS GASES: LEI DE HENRY Quase todos os organismos aquáticos dependem do oxigênio dissolvido para a respiração. As caudas de hidrocarboneto penetram na gota de gordura até a cabeça hidrofílica que permanece na superfície da gota. A solubilidade de um gás é diretamente proporcional à sua pressão parcial. chamado de cabeça. Ainda que as moléculas de oxigênio não sejam polares. inclusive o estearato de sódio. enquanto que a cauda. ou agente ativo na superfície. pelo químico inglês William Henry e é agora conhecida como a lei de Henry. Uma diferença é que eles tem. tipicamente. Como o número de impactos aumenta com a pressão do gás. átomos de enxofre na cabeça polar. P. A nata é um precipitado impuro de estearato de cálcio. Os sabões. O seu componente mais importante é um surfactante. em 1801. Os sabões eram feitos por aquecimento de hidróxido de sódio com gorduras animais que contêm um éster de glicerol e ácido esteárico. A cabeça é hidrofílica.CO2 -). primeiramente. a solubilidade de cada componente depende da sua pressão parcial. repele a água. que substitui o sabão. ou seja. formam uma nata em água dura. formando uma micela.pdffactory.A ação da limpeza dos sabões e detergentes é uma conseqüência da regra “igual dissolve igual”. Essa observação foi feita. devemos esperar que a solubilidade do gás aumente com o aumento da pressão. entretanto. atrai a água. 4. então. as moléculas de gás penetram o líquido como meteoritos que mergulham no oceano. Os detergentes comerciais modernos são misturas. Os ânions desses ácidos têm um grupo carboxilato polar ( . Os sabões são sais de sódio de ácidos carboxílicos de cadeia longa. isto é. Como a cabeça hidrofílica do ânion tem a tendência de se dissolver em água e a cauda hidrofóbica em gordura. isto é a extremidade do hidrocarboneto apolar é hidrofóbica. que é solúvel em água e remove a gordura. na extremidade de uma cadeia de hidrocarboneto apolar. o estearato de sódio solúvel. Se o gás sobre o líquido é uma mistura. O hidróxido de sódio ataca o éster e forma o sabão. pequenas quantidades do gás se dissolvem em água. Quando um gás é colocado em um mesmo recipiente com um líquido. a solubilidade do sulfato de sódio aumenta até 32ºC mas decresce quando a temperatura aumenta desse valor. Usamos essa propriedade no laboratório par dissolver uma substância e fazer crescer cristais. que atingem uma concentração mais alta de soluto – em temperaturas mais altas. porque o sódio perde água de hidratação. como o sulfato de lítio.7x10-4 8. alguns sólidos.0x10-4 1. a solubilidade é mais baixa em temperaturas mais elevadas. Temos sempre que distinguir o efeito da temperatura na velocidade de um processo de seu efeito no resultado final. A lei mostra que. quando a pressão parcial de um gás dobra. que sai da solução quando a temperatura aumenta. As bolhas são formadas pelo ar dissolvido na água fria. Por exemplo. Porém. Constantes de Henry de gases em água.4 TEMPERATURA E SOLUBILIDADE A maior parte das substâncias dissolve mais depressa em temperaturas mais elevadas do que em temperaturas mais baixas. são menos solúveis em temperaturas altas do que em temperaturas baixas. A baixa solubilidade de gases em água morna é responsável pelas pequenas bolhas que aparecem quando a água fria da torneira é deixada em um ambiente aquecido. 61 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Em alguns casos.5x10-4 5. Porém. em 20ºC. em temperatura constante. A maior parte dos gases fica menos solúvel quando a temperatura aumenta.9x10-4 1.3x10-3 4.A constante kH que é chamada de constante de Henry. deixando uma solução saturada esfriar lentamente. A maior parte dos sólidos iônicos e moleculares é mais solúvel em água quente do que em água fria. Tabela 4.3x10-2 3. depende do gás. a solubilidade dobra também. do solvente e da temperatura. Gás Ar Argônio Dióxido de carbono Hélio Hidrogênio Neônio Nitrogênio Oxigênio KH (mol/L.0x10-4 7. isso não significa necessariamente que elas são mais solúveis – isto é.pdffactory.5x10-3 2.com .atm) 7. Um pequeno número de compostos tem comportamento misto. Os dados mostram que alguns sólidos. têm forças atrativas fracas e. Na primeira etapa hipotética. por exemplo. é a entalpia de rede ou entalpia reticular. do composto. a glicose e o etanol. dissolvem-se endotermicamente. Vamos agora reunir as duas etapas do processo de dissolução e calcular a mudança de energia total: ΔHsol = ΔHL + ΔHhid 62 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Compostos formados por íons pequenos. a variação de entalpia que acompanha a formação de uma solução muito diluída. ΔHL. Na segunda etapa hipotética. imaginamos que os íons gasosos mergulham em água e formam a solução final. em soluções concentradas. por exemplo. A variação de entalpia que acompanha esta etapa.4.com .5 ENTALPIA DE SOLUÇÃO A variação da entalpia por mol de fórmula unitária quando uma substância se dissolve é chamada entalpia de solução ΔHsol. é a variação de entalpia molar do processo NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g). como a sacarose. Entretanto. isto é. ΔHhid. correspondentemente. é altamente endotérmica. Podemos pensar na dissolução como um processo em duas etapas. A hidratação dos compostos iônicos é sempre exotérmica. se dissolvem exotermicamente. por causa da formação de interações atrativas íon-dipolo entre as moléculas de água e os íons. Esses compostos têm entalpias reticulares altas. Outros. A variação de entalpia pode ser medida calorimetricamente a partir do calor liberado ou absorvido quando a substância se dissolve. com muita carga ligam-se fortemente e que muita energia é necessária para quebrar a rede. as partículas de soluto interagem umas com as outras e esse processo afeta as entalpias.pdffactory. A entalpia reticular do cloreto de sódio (787 kJ/mol). isto é. como o cloreto de lítio. em pressão constante. A entalpia molar desta etapa é chamada de entalpia de hidratação. como o nitrato de amônio. entalpias reticulares baixas. Essa energia é suficiente para que 1g de NaCl eleve a temperatura de 100 mL de água até cerca de 50ºC. ou seja. Compostos formados por íons grandes com carga baixa. Para evitar essa complicação. os dados são geralmente listados como a entalpia de solução limite. Ela também é exotérmica para moléculas que podem formar ligações de hidrogênio com a água. como o iodeto de potássio. a variação de entalpia do processo Na+(g) + Cl-(g) → Na+(aq) + Cl-(aq) é -784 kJ/mol. No caso do cloreto de sódio. a entalpia de hidratação. As entalpias de hidratação são grandes e comparáveis às entalpias reticulares dos compostos. imaginamos que os íons se separam do sólido para formar um gás de íons. com liberação de calor. do sólido. existe um fluxo líquido de energia. em temperatura e pressão constantes. são bastante grandes. para decidir se a dissolução é espontânea. Como este exemplo mostra. entretanto. a entalpia limite de solução de cloreto de sódio. muito difícil fazer predições seguras sobre a solubilidade com base na carga e no raio do íon. então. consequentemente. o ácido carbônico reage com o carbonato de cálcio da pedra calcária ou giz e forma o hidrogenocarbonato. porque a água pode formar ligações hidrogênio com os ânions nitrato. O melhor que podemos fazer é usar essas características para racionalizar o que é observado. Quando a água escorre pelo solo. Como resultado. da água que contém sais de cálcio e magnésio dissolvidos. A dissolução do cloreto de sódio é. isto é.Quando incluímos os valores. HCO3-) têm carga um e são mais solúveis do que os carbonatos. entalpias reticulares maiores. ΔG = ΔH – 63 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. na forma de calor. podemos começar a entender o comportamento de algumas substâncias comuns e as propriedades de alguns minerais. Como resultado. é necessário analisar a variação de energia livre. Carga alta e raio pequeno contribuem para as entalpias de hidratação elevadas. A diferença de solubilidade entre os carbonatos e os hidrogenocarbonatos é responsável pelo comportamento da “água dura”. É. na forma de calor. eles têm. Porém. baixas entalpias reticulares. eles raramente são achados em depósitos minerais porque são solúveis na água do solo e a água que escorre pelo terreno carrega as substâncias solúveis. e é muito difícil retira-los de sólidos como a pedra calcária (carbonato de cálcio). a variação de entalpia do processo NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) é: ΔHsol = 787 kJ/mol – 784 kJ/mol = +3 kJ/mol Como a entalpia de solução é positiva. 4. quando uma substância se dissolve. A água dura é originada da água da chuva que dissolve dióxido de carbono do ar e forma uma solução diluída de ácido carbônico. comumente. isto é. Com essa limitação em mente. portanto. As entalpias de hidratação. têm ânions grandes com carga um e. a mudança total da entalpia depende de um equilíbrio muito delicado entre a entalpia reticular e a entalpia de hidratação.6 ENERGIA LIVRE DE SOLUÇÃO Entalpias de solução negativas indicam que energia é liberada. as mesmas características também contribuem para as entalpias reticulares altas. mais solúvel.com . endotérmica. quando o sólido se dissolve. Os hidrogenocarbonatos (bicarbonatos. por exemplo. mas só até o limite de 3 kJ/mol. Os nitratos.pdffactory. Entretanto. a entropia do sistema diminui no processo de dissolução porque as moléculas de solvente formam estruturas semelhantes a gaiolas em torno do soluto. Pode-se esperar então. porque a entropia da vizinhança diminui tanto que a dissolução corresponde a uma diminuição total da desordem. quando um excesso de iodato de bário está em equilíbrio com a água. Como resultado ΔS é negativo e o termo – TΔS dá uma contribuição positiva para ΔG. Por exemplo. como o heptano. podemos esperar. Se a dissolução é espontânea ou não. Em alguns casos.pdffactory. podemos confiar que ΔG seja negativo. O aumento de entropia do sistema é responsável pela solubilidade de substâncias que se dissolvem endotermicamente. Se ΔH também é negativo. Mesmo se a energia liberada para a vizinhança. Como TΔS é positivo.com . Uma substância com entalpia de solução fortemente positiva é provavelmente insolúvel. Como ΔG da dissolução de um soluto depende da concentração do soluto. são insolúveis em água. ΔG é positivo e a substância não se dissolve. Portanto. as variações de entropia dos sistema. é preciso levar em conta. Então. na maior parte dos casos. também.7 PRODUTO DE SOLUBILIDADE Quase todos os sais pouco solúveis encontram-se essencialmente e totalmente dissolvidos em soluções aquosas saturadas. A desordem normalmente aumenta quando um sólido ordenado se dissolve. o processo de dissociação é descrito de forma adequada pela equação: Ba(IO3)2 (s) ↔ Ba+2(aq) + 2 IO3-(aq) Usando a equação da constante de equilíbrio. mesmo se ΔG é negativo em concentrações baixas. que a entropia do sistema aumente quando uma solução se forma. alguns hidrocarbonetos. o conseqüente aumento de entropia que pode não ser suficiente para superar a diminuição de entropia de solução. que a maioria das substâncias com entalpias de solução negativas seja solúvel. embora tenham entalpias de solução ligeiramente negativas. Um soluto dissolve-se espontaneamente somente se ΔG = 0. Em outras palavras. e não somente a entalpia.TΔS. o aumento de desordem dá uma contribuição negativa para ΔG. 4. podemos dizer que: 64 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Por essa razão. ele pode tornar-se positivo em concentrações altas. depende do balanço entre a variação de entropia do sistema e da vizinhança. o número de mols de iodeto de bário dividido pelo volume que ele ocupa no estado sólido será sempre o mesmo.[Ba ]× [IO ] K= +2 [Ba(IO ) ] 3 2 − 2 3 O denominador representa a concentração molar de iodeto de bário no estado sólido. constante. 65 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Em outras palavras. Uma tabela de produto de solubilidade para várias substâncias pode ser encontrada no Apêndice 2.com . Este efeito é previsto pela lei da ação das massas a partir do Princípio de Le Châtelier.pdffactory. que é a fase que está separada mas em contato com a solução saturada. a equação anterior pode ser escrita da seguinte forma: K × [Ba(IO3 )2 ] = K ps = Ba + 2 × IO3− [ ] [ ] 2 em que a nova constante é chamada constante do produto de solubilidade ou simplesmente produto de solubilidade. Efeito do Íon Comum na Solubilidade de um Precipitado O efeito do íon comum é responsável pela redução da solubilidade de um precipitado iônico quando um composto solúvel contendo um dos dois íons do precipitado é adicionado a solução que está em equilíbrio com o precipitado. Portanto. contudo. A concentração de um composto em seu estado sólido é. independente do excesso de sólido presente. como é visto a seguir. CaC2O4 Ce2(C2O4)3 Kps = 1. Podem ser precipitados 99% de um dos íons pela adição de sulfato sem precipitar o outro íon metálico? Qual será a concentração de Ca+2 quando se iniciar a precipitação do Ag2SO4? 66 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.LISTA DE EXERCÍCIOS VII 01. pela precipitação com oxalato (C2O4)-2.1x10-16.3x10-8 Kps = 3x10-29 02.01 M.010 M e Ce+3 0.pdffactory.Calcule a solubilidade de Zn2Fe(CN)6 em água destilada. Zn2Fe(CN)6 (s) ↔ 2Zn+2 + Fe(CN)6-4 03. Uma solução que contém Ca+2 0.03M. Dados os produtos de solubilidade a seguir determine se essa separação é possível. que se dissocia.05M e Ag+ 0.com . Deseja-se separar 99% co Ca+2 presente em uma solução contendo Ca+2 0. com Kps = 2. 05M ü Solução de CaCl2 0.com .02M ü Solução de BaCl2 0. Objetivos Determinar a presença de alguns cátions em algumas amostras desconhecidas através da técnica de precipitação.05M ü Solução de hidróxido de amônio ü Tubos de ensaio ü Estante para tubos de ensaio ü Funil ü Becker ü Pipetas graduadas de 5mL ü Papel filtro ü Vidro de relógio ü Bico de bunsen ü Fósforo ü Gelo 67 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.03M ü Solução de HCl 0. 2. MATERIAIS E REAGENTES ü Solução de Pb(NO3)2 0.1M ü Solução de KI 0.AULAS PRÁTICAS III PESQUISA QUALITATIVA DE ALGUNS CÁTIONS – PRECIPITAÇÃO 1.pdffactory.05M ü Solução de K2CrO40.1M ü Solução de AgNO3 0.1M ü Solução de (NH4)2C2O4 0.05M ü Solução de sulfato cúprico penta hidratado 0. Agitar.3. ü Pese as amostras. ü Determinação de Ba+2: Coloque 1 mL de solução de cloreto de bário em um tubo de ensaio. (Reserve). Adicione 1mL de solução de KI. Determine que substância precipitou. Agitar. ü Pese papeis filtro com os nomes dos precipitados escritos a caneta na borda do papel. Determine que substância precipitou. Adicione 1mL de solução de HCl. ü Determine a quantidade de cátions presente em cada mostra. Filtre os precipitados usando os respectivos papeis filtro. Agitar. Determine que substância precipitou. 3. (Reserve). ü Determinação de Cu+2: Coloque 1 mL de solução de sulfato cúprico penta hidratado em um tubo de ensaio. (Reserve). Adicione 1mL de solução de HCl. Agitar. Determine que substância precipitou. Imediatamente coloque os tubos de ensaio em água com gelo. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.2 Recristalização ü Aqueça as soluções dentro dos tubos de ensaio em banho-maria por 5 minutos. Adicione 1mL de solução de oxalato de amônio. ü Determinação de Ca+2: Coloque 1 mL de solução cloreto de cálcio em um tubo de ensaio. (Reserve). Agitar.pdffactory. ü Determinação de Pb+2: Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo em um tubo de ensaio. Agitar. para recristalizar a amostra. 68 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. (Reserve).com . Adicione 1mL de solução de dicromato de potássio. Determine que substância precipitou. ü Determinação de Ag+: Coloque 1 mL de solução de nitrato de prata em um tubo de ensaio. ü Coloque em estufa por 2 horas e reserve em dessecador por 30 minutos.1 Precipitação ü Determinação de Pb+2: Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo em um tubo de ensaio. Anote as massas. Adicione 1mL de solução de KI. (Reserve). Adicione 1mL de solução de hidróxido de amônio. ü Determinação de Ag+: Coloque 1 mL de solução de nitrato de prata em um tubo de ensaio. Agitar. Determine que substância precipitou. (Reserve). Determine que substância precipitou. Na2CO3 ü Solução de cromato de potássio – K2CrO4 0.PESQUISA QUALITATIVA DE ALGUNS ÂNIONS 1. ü Determinação do ânion Dicromato (Cr2O7)-2.02M ü Solução de dicromato de potássio – K2CrO7 ü Solução de permanganato de potássio . Adicionar 1mL de solução de carbonato de sódio. Adicionar 1mL de solução de nitrato de prata. Agitar. ü Solução de hidrogenofosfato de sódio – Na2HPO4 – 0.05M ü Solução de nitrato de prata .10M 3. Adicionar 1 mL de solução de nitrato de prata.AgNO3 0. Colocar 1 mL de solução de dicromato de potássio em um tubo de ensaio. 69 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.01M ü Ácido sulfúrico ü Água oxigenada à 20 volumes. Agitar. Objetivo Identificar experimentalmente.10M ü Solução de sulfato ferroso – FeSO4 – 0. a presença de alguns ânions em algumas substâncias.05M ü Carbonato de sódio . Colocar 1 mL de solução de cromato de potássio em um tubo de ensaio. ü Determinação do ânion Cromato (CrO4)-2. 2.KMnO4 – 0.com . Procedimento Experimental ü Determinação do ânion Carbonato (CO3)-2: Colocar 1 ml de solução de cloreto de bário em um tubo de ensaio.pdffactory. e determinar quantitativamente. Materiais e Reagentes ü Tubos de ensaio ü Estante para tubos de ensaio ü Espátulas ü Rolhas ü Bastão de vidro ü Pipetas graduadas de 5mL ü Pinça de madeira ü Solução de BaCl2 0. com . ü Filtre os precipitados usando os respectivos papeis filtro. Adicionar 1mL de solução de H2O2. para recristalizar a amostra. ü Coloque em estufa por 2 horas e reserve em dessecador por 30 minutos. Anote as massas. 70 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. ü Pese as amostras. Adicionar 1mL de solução de nitrato de prata. Adicionar 1 mL de ácido sulfúrico. ü Determinação do ânion Fosfato (PO4)-3. ü Pese papeis filtro com os nomes dos precipitados escritos a caneta na borda do papel. Colocar 1mL de solução de hidrogenofosfato de sódio em um tubo de ensaio. Recristalização ü Aqueça as soluções dentro dos tubos de ensaio em banho-maria por 5 minutos. ü Determine a quantidade de cátions presente em cada mostra. ü Imediatamente coloque os tubos de ensaio em água com gelo.pdffactory. Colocar 1 mL de solução de KMnO4 em um tubo de ensaio.ü Determinação do ânion Permanganato (MnO4)-1. A cor da chama fornece. Materiais e Reagentes • • • • • • • • • • • HCl concentrado Vidro de relógio Alça de platina Bico de Bunsen Tubo de ensaio Cloreto de sódio Cloreto de potássio Cloreto de cálcio Cloreto de bário Sulfato de cobre II Nitrato de chumbo 3. contudo.com . na chama forte do bico de Bunsen. na maioria das análises. apenas uma indicação da presença de determinado cátion. 2. apresentando coloração característica. introduzir a ponta do fio. Qual a coloração da chama? Repetir a operação até que o fio não produza mudança na coloração da chama (fio limpo). • Introduzir a ponta do fio de platina no ácido clorídrico (HCl). Sua identificação é feita posteriormente.IDENTIFICAÇÃO QUALITATIVA DE ÍONS ATRAVÉS DE TESTE DE CHAMA 1. Observar a coloração da chama. A seguir. por meio de reações químicas adequadas. introduzir a ponta do fio. num tubo de ensaio que contenha um sal de sódio 71 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. O objetivo desta aula prática é identifica a cor que cada íon analisado emite quando é exposto a chama. Introduzir a ponta do fio de platina no ácido clorídrico (HCl).pdffactory. A seguir. objetivo Alguns cátions queimam-se na chama do bico de Bunsen. molhado com o ácido. molhado com ácido. Procedimentos • Colocar 2 mL de ácido clorídrico (HCl) concentrado em um vidro de relógio. Observar a coloração da chama. cloreto de sódio) sólido. Qual a coloração da chama devido ao cátion bário (Ba+2)? • Repetir os passos acima usando agora um sal de cobre (CuSO4. de maneira que alguns cristais do sal fiquem aderidos ao fio. na chama forte do bico de Bunsen. nitrato de chumbo II).(NaCl. sulfato de cobre II). Observar a coloração da chama. cloreto de cálcio). Qual a coloração da chama devido ao cátion potássio (K+)? • Repetir os passos acima usando agora um sal de cálcio (CaCl2. Qual a coloração da chama devido ao cátion cobre II (Cu+2)? • Repetir os passos acima usando agora um sal de chumbo (Pb(NO3)2. Observar a coloração da chama. • Introduzir a ponta do fio. Qual a coloração da chama devido ao cátion sódio (Na+)? • Repetir os passos acima usando agora um sal de potássio (KCl. Qual a coloração da chama devido ao cátion cálcio (Ca+2)? • Repetir os passos acima usando agora um sal de bário (BaCl2.pdffactory.com . Observar a coloração da chama. Observar a coloração da chama. cloreto de bário). Observar a coloração da chama. cloreto de potássio). com os cristais do sal de sódio. Qual a coloração da chama devido ao cátion chumbo (Pb+2)? ________________________________________________________________ 72 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. O terceiro tópico. Lembre-se de relatar as obras consultadas nas referências bibliográficas. deve relatar os procedimentos seguidos durante a aula prática. procedimento experimental. além de apresentar os cálculos das novas temperaturas de fusão e ebulição deverá discutir os fenômenos ocorridos na aula e mencionar o erro percentual obtido pela equipe e também. BOM ESTUDO!!! 73 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. deverá conter uma revisão da literatura. Porém. escreva em terceira pessoa do singular no passado. sua equipe deverá confeccionar um artigo segundo o modelo exposto na página seguinte. deverão relatar a conclusão a que a equipe chegou. portanto. Não esqueça!!! A aula já aconteceu.pdffactory. 1.com . sua equipe deverá pesquisar em livros sobre o tema: crioscopia e ebuliometria. se realmente há alteração nestas temperaturas analisadas e o que causa esta alteração. O segundo tópico. resultados e discussões. ou seja. Enfim. possíveis causas para estes erros. o tópico introdução. O que o artigo deve abordar? Primeiramente. as considerações finais. este artigo deverá comportar o conteúdo das duas aulas práticas. ou seja.PRODUÇÃO DE ARTIGO CIENTÍFICO Após a execução das aulas práticas. Nome. SOBRENOME. RESULTADOS E DISCUSSÕES Neste item. Portanto use a terceira pessoa do singular no passado.com . “Adicionou-se”. quando houver necessidade. Evite termos como “nós fizemos” “nós achamos” isso torna o artigo muito pessoal. SOBRENOME. Nome.PROPRIEDADES COLIGATIVAS: CRIOSCOPIA E EBULIOSCOPIA SOBRENOME. Evitem sites como bibliotecas virtuais. CONSIDERAÇÕES FINAIS Aqui a equipe deve relatar suas considerações finais (conclusão) sobre os resultados obtidos na aula prática. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Use as normas da ABNT para indexar todas as referências sobre as literatura usadas na confecção do relatório 74 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. Prefira termos como “Foi feito”. Nome.pdffactory. Sociedade Educacional de Santa Catarina – SOCIESC Instituto Superior Tupy – IST – Engenharia Química – Química Analítica Qualitativa INTRODUÇÃO A introdução deverá conter um breve resumo sobre o tema da aula prática com base na pesquisa de livros ou artigos. pois estes sites são editáveis e nem todas as informações são confiáveis. No último parágrafo da introdução deixe claro o objetivo da aula prática. Lembre-se que você está relatando algo que já foi feito. Nome. tabelas e gráficos. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Escreva os procedimentos realizados durante a aula. “Espera-se”. SOBRENOME. você e sua equipe discutirão os resultados obtidos e apresentarão cálculos. 3..REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ATIKNS. WEST. Química Geral 2 e Reações Químicas. BACAN. Campinas . Princípios de Química. LEITE. 2001. São Paulo: Cengage Learning. HARRIS. 2008. D. Rio de Janeiro: LTC. A. C. VOGEL. HOLLER..SP: Editora Átomo.pdffactory.ed. Práticas de Química Analítica. M. Porto Alegre: Bookman. Fundamentos de Química Analítica. E. J. CROUCH. 2000. LORETA. P. 2005. 1981. KOTZ. Química Analítica Qualitativa. Química Analítica Elementar São Paulo: Edgard Blücher. TREICHEL Jr. 2008. Análise Química Quantitativa. F. 75 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. SKOOG.com . J. 1997. São Paulo: Pioneira Thomson Learning. N. São Paulo: Mestre Jou. pdffactory.com .APÊNDICE 1 76 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. com .pdffactory.77 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. com .pdffactory.APÊNDICE II 78 PDF created with pdfFactory Pro trial version www. com .79 PDF created with pdfFactory Pro trial version www.pdffactory.