Relatório Final

Módulo I: Propriedades coligativas

Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.

Osmose: um processo importante para a vida! Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?

Nomes: Caroline Miareli R. A.: 2009.1.14.007

Guilherme Martins R. A.: 2009.1.14.017

Natália Braz R. A.: 2009.1.14.032

Wesley Wilker R. A.: 2010.1.14.021

Prof. Dr. Luciano Sindra Virtuoso

Alfenas/2013

Introdução

Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem da

concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Cada uma dessas

propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente

pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas são propriedades que

se originam a partir da presença de um soluto não-volátil e um solvente. A intensidade

da ocorrência dessas propriedades varia de acordo com a quantidade de partículas

encontradas na solução. Usamos a expressão soluto não volátil quando o ponto de

ebulição do soluto for superior ao do solvente. As propriedades coligativas incluem o

abaixamento da pressão do vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto

de congelação, etc. Essas propriedades, portanto, não são explicadas pela natureza da

substância, mas sim pela quantidade de suas moléculas, partículas ou átomos.

Abaixamento da pressão de vapor

O efeito tonoscópico

Também denominada de Tonometria, esta propriedade compreende o estudo da

diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente causada pela adição de um

soluto não-volátil. A fórmula para o cálculo da Tonoscopia segue abaixo, na qual:

Δp = P2 – P, onde:

P = pressão de vapor da solução

P2 = pressão de vapor do solvente

Um líquido ao passar para seu estado de vapor estabelece novas interações,

sendo que a quantidade de solvente presente nesta nova fase vai determinar a chamada

pressão de vapor. A pressão de vapor de uma solução corresponde à quantidade de

solvente na fase gasosa e existe uma relação entre o abaixamento da pressão máxima de

vapor e o número de mols do soluto presente em uma solução. Assim, quanto maior for

o número de mols do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento da

pressão máxima de vapor.

Tem-se que toda solução tende a um equilíbrio, e este pode ser atingido se

considerarmos a Lei de Raoult: a pressão de vapor de um solvente em uma solução é

igual ao produto da pressão de vapor do líquido puro presente nesta solução, se

considerarmos a fração molar do líquido.

Aumento da temperatura de ebulição

O Efeito ebulioscópico

Ebulioscopia é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. Sendo calculada a partir da relação

 Δte = Te2 - Te, onde:

Te = temperatura de ebulição da soluçãoTe2 = temperatura de ebulição do solvente

Abaixamento da temperatura de solidificação

O efeito crioscópico

A crioscopia é a propriedade coligativa que estuda o abaixamento da

temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela presença de um soluto não

volátil. Esse abaixamento é diretamente proporcional a molalidade da solução. O

equilíbrio heterogêneo entre o solvente puro, sólido, e a solução com soluto, na fração

molar xB apresenta no ponto de vista de congelação, igual potencial químico do solvente

nas duas fases:

μA (l ) (T f , p )¿ +RT ln aA=μA( s ) (T f , p)

¿

    A equação abaixo mostra que a temperatura de congelação normal do

solvente passa de T* para T* - na solução:

K c=R T f

¿ 2 M A

∆ H f¿

∆ T f =K c mef

    O valor é o abaixamento crioscópico e H*f a entalpia de fusão do

solvente. Os maiores abaixamentos observam-se com solventes que tem entalpias de

fusão baixas e pontos de fusão elevados.

Pressão Osmótica

Efeito osmoscópico

Osmose é a passagem do solvente de uma solução já diluída para outra com maior concentração, através de uma membrana semipermeável, no qual permite somente a passagem de solvente. No efeito osmótico ocorre a variação da pressão osmótica entre duas soluções A Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução, a determinada temperatura, para impedir a passagem do solvente através da membrana. A pressão osmótica é representada pela letra grega π (Pi).

Para soluções moleculares, temos: π = M.R.T

Para soluções iônicas, temos: π = M.R.T.i

π = pressão osmótica.M = concentração em mol/L.

Aprendizagem Significativa

De tempos em tempos pesquisadores, no contexto educativo, buscam a melhor

maneira de ensinar e não somente ensinar, mas conseguir fazer com que os alunos

aprendam. Hoje em dia se ouve-se muito falar em aprendizagem significativa, mudança

conceitual e construtivismo, muitos teóricos defendem que um bom ensino deve ser

construtivista, promover a mudança conceitual e facilitar a aprendizagem significativa.

Apesar de todos falarem em aprendizagem significativa, muitos falam sem saber ao

certo o que é e como acontece. A aprendizagem significativa é o processo através do

qual um novo conhecimento se relaciona de maneira não arbitrária e substantiva à

estrutura cognitiva do aprendiz, ou seja, os novos conhecimentos que se adquirem

relacionam-se com o conhecimento prévio que o aluno possui denominado subsunçor.

Quando o material de aprendizagem é relacionável à estrutura cognitiva somente de

maneira arbitrária e literal que não resulta de significados para o sujeito, a aprendizagem

então é dita mecânica ou automática. De acordo com os estudos do professor Marco

Antônio Moreira o conceito de aprendizagem significativa, embora proposto por

Ausubel é compatível com outras teorias construtivistas contemporâneas.

Para conseguir colocar a aprendizagem significativa em prática a escola precisa partir de

onde os alunos estão, das suas preocupações, necessidades, curiosidades. Para que o

aluno possa aprender ele precisa envolver-se, pesquisar, correr atrás, comparar,

produzir,comunicar.

Em uma sociedade mais complexa, ou seja, com mais informações disponíveis,

o professor precisa ser muito criativo nas suas propostas, atividades, mediação. Uma

ótima estratégia é a da auto-motivação, professor motivado motiva os alunos, quando

ele mostra entusiasmo pelo que fala, pelo conhecimento, contagia os alunos. E como

resposta negativa é claro que um professor desanimado, desanima seu alunos e ainda

professores muito ricos em vivências, leituras, práticas, recurso encontra estratégias

diferentes de orientar alunos.

Ensinar e aprender hoje pode se transformar em um fantástico e estimulante desafio, que

pode nos realizar tanto profissionalmente como também pessoalmente.

Metodologia

Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.

Montou-se um esquema como descrito na Figura 1, com água deaerada,

aquecendo-a até a temperatura de 80ºC.

Figura 1 – Ilustração do esquema de montagem para aquecimento de água deaerada e medição

de volume do vapor d’água.

Cada grupo trabalhou com um sistema diferente,

Grupo Sistema

1 água pura

2 água + sacarose 0,5 M

3 água + sacarose 1 M

4 água + NaCl 0,25 M

5 água + NaCl 0,5 M

6 água+ NaCl 1 M Tabela : Divisão dos grupos.

Obs: Devido a falta de reagentes no dia alguns grupos não realizaram a prática com os

valores propostos.

Completou-se com água até a borda um béquer de 600 ml e encheu-se uma

proveta de 10,0 mL até cerca de 2/3 de sua altura total de acordo com cada solução

indicado, logo após cobriu-se o topo com o dedo e inverteu-se lentamente (para não

deixar gotas de água nas paredes internas em contato com o ar) no béquer.

Uma amostra de 4 a 5 mL de ar foi aprisionada no interior da proveta, onde foi

cercado externamente pela água do béquer para manter a temperatura igual a da

água. Desta forma afundou-se ao máximo a proveta no béquer sem, contudo, tocar

seu fundo. Feito isto adicionou-se mais água ao béquer, até quase transbordar, a fim

de submergir totalmente a proveta. Firmou-se, com garras, a proveta dentro do

béquer e colocou-se um termômetro a cerca de meia altura da amostra gasosa.

Aqueceu o sistema um pouco acima de 80°C, procurando-se sempre agitar para

homogeneizar a temperatura. Retirou-se o aquecimento e leu-se os volumes gasosos

a 80°C, 75°C, 70°C, etc., assim seguindo até 50°C, mantendo sempre a agitação.

Após a temperatura atingir os 50°C, como pode ser descrito na figura 2. Fazendo-se

com que a temperatura da água se conservasse abaixo de 5ºC. Registou-se o volume

do gás (ar) e a temperatura (entre 0°C e 5°C), leu-se no barômetro a pressão

atmosférica no momento do experimento para posteriores efeitos de calculo.

Figura 2 – Ilustração do esquema de resfriamento rápido da água deaerada para medição do

volume de vapor d’água abaixo da temperatura de 5ºC

Osmose: um processo importante para a vida!

Primeiramente mediu-se as dimensões de 3ovos (cm), em seguida, os mesmo foram

colocados em béqueres contendo 250 mL de vinagre. Observou-se, por um determinado

tempo as possíveis reações que poderiam ocorrer. O sistema permaneceu em repouso

por um dia. Após permanecer em repouso, com cuidado, retirou-se os 3 ovos do béquer

com vinagre e lavou-se os 3 com água. Observaram-se as alterações no sistema,

comparando o tamanho do ovo mergulhado na solução ácida com suas dimensões

naturais verificadas anteriormente. Tratou-se os ovos da seguinte maneira:

1º ovo: Em um béquer com 250 mL da solução supersaturada de água com açúcar

colocou-se um ovo que estava no vinagre, deixando-o em repouso por mais um dia.

2° ovo: Em outro béquer de 250 ml mergulhou-se em água pura e deixou em

repouso por um dia, observou.

3° ovo: Em outro béquer de 250 ml mergulhou-se o ovo em uma solução

água+corante, deixou em repouso e observou.

Após esse período, os ovos foram cuidadosamente retirados da solução dos

recipientes, lavados com água e comparou-se as dimensões, com sua dimensão natural.

Um quarto ovo deixado em repouso anteriormente pelo professor foi utilizado para a

construção do osmômetro, para tal construção retirou-se a membrana externa do ovo

com cuidado para não rasgar completamente e montou-se em um sistema de bureta

invertida.

Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?

Montou-se o sistema: frasco adiabático + termômetro + sistema de agitação de modo

que o béquer maior continha o menor de 50 mL. Logo após adicionou-se gelo picado e solução,

de acordo com a composição indicada na tabela abaixo.

Tabela 01 – Descrição da composição de mistura de cada experimento.

Solução Composição

A 20 mL de água resfriada (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído

B 25 mL de solução de HCl 0,250 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído

C 25 mL de solução de HCl 0,500 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído

D 25 mL de solução de CH3COOH 0,250 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído

E 25 mL de solução de CH3COOH 0,500 molal (θ ≈ 2,0 ºC) + 10g de gelo moído

Agitou-se vigorosamente e prolongadamente mantendo-se o sistema isolado durante

todo o experimento. Acompanhou-se a temperatura do sistema com um termômetro até que o

equilíbrio térmico fosse atingido, anotou-se o valor obtido.

Retirou-se alíquotas de 5,0 mL em duplicata das soluções de B-E e transferindo-se para

o pesa filtros devidamente limpos e com massa previamente determinada e anotada.

Determinou-se, em seguida, a massa dos pesa filtros com solução. Transferiu-se as soluções

para um erlemeyer de 125 ml e titulou-se estas alíquotas com solução padronizada de NaOH 0,1

mol.L-1.

Resultados e discussões

Estudo do Equilíbrio líquido-vapor para água pura e soluções aquosas.

Este experimento esta inserido no conceito de tonoscópia (diminuição da pressão

máxima de vapor de um solvente causada pela adição de um soluto não-volátil). O

fenômeno físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a

vaporização.

A vaporização apresenta três maneiras para ocorrer: ebulição, calefação e

evaporação. Evaporação é quando ocorre a passagem do estado líquido para o gasoso

em um processo lento. Ebulição é também a passagem do estado líquido para o gasoso,

porém em processo mais alvoroçado, ocorrendo em toda a massa. Nesse processo, a

pressão do vapor do líquido se torna igual à pressão externa. A característica da

ebulição é o borbulhar que ocorre quando o vapor é libertado. A ebulição ocorre quando

a substância líquida atinge uma determinada temperatura, chamada de ponto de

ebulição, transformando o líquido em vapor. Calefação é quando ocorre a passagem do

estado líquido para o gasoso depois de um forte aquecimento, como quando uma gota

de água cai sobre uma chapa quente, ocorrendo assim um forte aquecimento da água, e

a evaporação por calefação.

Numa mistura de duas fases, líquida e vapor, em equilíbrio, um componente de

uma das fases está em equilíbrio com o mesmo componente na outra fase. A relação de

equilíbrio depende da pressão, da temperatura e da composição da mistura na fase

líquida. Ao desenvolvermos este experimento utilizando o sistema de água pura, parte

da água vaporiza até que a pressão exercida pelo vapor atinja um determinado valor.

Estabelecido esse equilíbrio líquido-vapor (velocidade de evaporação = velocidade de

condensação), pode-se considerar que os vapores são saturantes e a sua pressão é, então

a pressão de vapor. A pressão de vapor é a pressão  exercida por um vapor quando este

está em equilíbrio dinâmico com o líquido que lhe deu origem, sendo assim uma medida

da tendência de evaporação de um líquido. Quanto maior for a sua pressão de vapor,

mais volátil será o líquido, e menor será sua temperatura de ebulição relativamente a

outros líquidos com menor pressão de vapor à mesma temperatura de referência. Ao

aquecermos o sistema como indicado até 80ºC ocorre um aumento na pressão de vapor

da substância (há um aumento da energia cinética média das partículas do líquido,

havendo assim um maior número de partículas com energia cinética suficiente para

passar da fase líquida à fase gasosa). A ebulição acontece quando a pressão de vapor do

líquido iguala a pressão atmosférica, neste caso com estávamos em Alfenas a pressão no

dia era de 0,91 atm, analisando com o auxilio do diagrama de fases, a ebulição da água

ocorre a uma temperatura menor que 100°C (Ebulição da água pura). Pois a uma menor

pressão fornecerá uma menor temperatura.

Imagem 1: Diagrama de fase da água pura.

O diagrama de fase da água pura mostra a dependência dos estados da matéria (sólido,

liquido e gasoso) em função da temperatura e pressões, no qual busca o estado de maior

equilíbrio nestas condições. Ao diminuirmos a temperatura até 50º C podemos observar

a variação do volume, concluindo assim que a pressão é diretamente proporcional à

temperatura e inversamente proporcional ao volume. Observada pelos dados obtidos, a

medida que diminuímos a pressão, ocorre o aumento do volume. De acordo com a

equação de Clapeyron podemos analisar esta relação.

dpdt

=∆vap H

T ∆vap V m

A partir desta equação, sabemos como P varia em função de T na curva de

equilíbrio. Semelhante a equação Clapeyron a equação de Clausius-Clapeyron é

importante para o entendimento dos diagramas de fases particularmente para a

localização e a forma das curvas de equilíbrio liquido-vapor e sólido-vapor. Sua

importância prática reside em que ela nos permite prever como a pressão de vapor varia

com a temperatura e como a temperatura de ebulição varia com a pressão. A relação

entre a pressão de vapor e a temperatura pode ser expressa pela equação de Clausius-

Clapeyron:

dpdt

≈∆vap Hm

T ∆vap V m

≈∆vap Sm

∆vap V m

Correspondendo-se as variações de entalpia, entropia e volume a um mol da

substância estudada durante o processo de vaporização. Considerando-se que ΔVvpz ≈

Vgás = RT/p, tem-se:

log Pvap=−∆vap H

2,303 R− 1

T+cte

Onde se pode calcular a entalpia molar de vaporização à partir de medidas de

pressão de vapor de um líquido a várias temperaturas.

De acordo com a dedução desta equação podemos observar a relação envolvida;

dpdt

=∆vap H

T ∆vap V ¿

*O volume molar do gás é muito maior que o do líquido, logo: ΔvpzV = Vm(g) – Vm(l) = Vm(g).

dpdt

=∆vap H

T V m (g)¿∗¿ ¿

dpdt

=∆vap H

T .(R .T )/ P

dpdt

=P . ∆vap H

R .T 2

dpp

=∆vap H

R− 1

T 2 dp

Integrando-se os termos de P1 a P2 e de T1 a T2 respectivamente:

∫_dP_ = ∫ _ΔvpzH_ _1_ dt P R T²

Ln _P0_ = _ΔvpzH_ ∫ _1_ dt P R T²

Ln _P0_ = _ΔvpzH_ _T -1 limite de integração de T0 a T. P R -1

Ln _P0_ = _ΔvpzH_ . [-(1/T) – (1/T0)] P R

Onde:P0 = 1 atm = pressão de vapor a T0.P = pressão de vapor a T. T0 = ponto de ebulição normal do líquido.T = ponto de ebulição analisado/qualquer.

Ln P = _ΔvpzH_ - _ΔvpzH_ R T0 R T

Transformando ln em log:

Log10 P = ___ΔvpzH___ - ___ΔvpzH___ 2,303 R T0 2,303 R T

Para os sistemas de água sal e água e sacarose em diferentes concentrações,

podemos observar o efeito de tonoscópia e como ele se comporta em diferentes

concentrações, temos que na solução água + Nacl, o NaCl e água são componentes

(constituinte quimicamente independente do sistema), portanto o sistema possui dois

componentes. Entretanto este mesmo sistema possui três constituintes considerando que

o NaCl ao se dissolver se dissocia em Na+ e Cl. A partir dessas concepções podemos

definir o Grau de liberdades é o número de variáveis intensivas que podem ser

independentemente alteradas sem perturbar o numero de fases em equilíbrio. Ela é

constituídas.

F= C - P+2

Sendo

F= Grau de liberdade

C= Componente

P= número de fase

Para o sistema água+sal obtemos

F= 2-2+2 = 2

Podemos assim concluir que é possível mudar duas variáveis sem perturbar o equilíbrio

das fases.

Já para o sistema água e sacarose, temos que a sacarose e água são componentes

(constituinte quimicamente independente do sistema), portanto o sistema possui dois

componentes e dois constituintes visto que a sacarose é uma molécula orgânica que

sofre solvatação em meio aquoso, no qual as moléculas de água rodeia a molécula de

sacarose. Para tal calculou-se o grau de liberdade do sistema.

F= 2-2+2= 2

Podemos assim concluir que é possível mudar duas variáveis sem perturbar o equilíbrio

das fases.

A partir do experimento realizado podemos perceber que a pressão de vapor de

uma substância, numa dada temperatura, não depende do volume e do formato das fases

líquida e vapor que estão em equilíbrio. A pressão de vapor depende do líquido, neste

caso água+NaCl e água+sacarose. Verifique que ao se aquecer a água a temperatura de

ebulição da água (solvente puro) é aproximadamente igual a 100°C (considerando a

pressão igual a 0,91 atm). Ao aquecermos uma solução aquosa de NaCl, percebe-se que

o ponto de ebulição da água sofre um aumento. A elevação do ponto de ebulição da

água na solução sempre irá produzir efeitos em algumas propriedades físicas de um

solvente, tais como diminuição da pressão de vapor, aumento do ponto de ebulição, etc.

Este efeito conhecido como coligativos, depende exclusivamente da concentração

(quantidade) de partículas que se encontram dispersas num solvente. Assim podemos

dizer em termos submicroscopicos que as partículas do soluto dificultam a “fuga das

moléculas”, tornando mais difícil a passagem do líquido para o estado gasoso, ou seja as

partículas do soluto dificultam a vaporização e diminuem a pressão de vapor.

Imagem x:

Com este experimento podemos analisar também, em termos de concentração visto que

utilizamos diferentes concentrações tanto de sacarose como de cloreto de sódio.

Considerando que um maior número de partículas dispersas diminui com maior

intensidade a liberação de vapores do solvente, entendemos que soluções mais

concentradas apresentam menor pressão de vapor.

Dados obtidos durante a realização do experimento e cálculos realizados

1 Determinação da quantidade de matéria (n) de ar seco aprisionado

Quantificou-se a quantidade de matéria de ar seco presente na amostra, visto

que a mesma continha ar atmosférico antes da imersão no béquer contendo água

deaerada, através da medida de volume de vapor d’água realizada a 4,0ºC e

considerando a Lei das mistura de gases (em uma mistura, um gás se comporta

exatamente como se estivesse no mesmo recipiente sozinho, além da pressão de vapor

d’água como nula a esta temperatura, sendo a pressão exercida pelo volume de ar seco

igual a pressão atmosférica experimental (0,91 atm), considerada.

A partir equação abaixo e dos dados obtidos em laboratório, pode-se então

calcular a quantidade de matéria (n) de ar seco presente na proveta.

nar seco=Par seco.V corrigido

R . T

Onde:

nar seco = quantidade de matéria de ar seco presente.

Par seco = pressão exercida pelo ar seco presente.

Vcorrigido = volume aprisionado corrigido devido a inversão do menisco na

medida.

R = constante universal dos gases (0,0820574 L. atm . K-1 . mol-1).

T = temperatura de 277,15 K (4,0ºC).

5.2 Determinação da Pressão de Ar Seco nas diferentes temperaturas

A quantidade de matéria de ar seco encontrada a partir da equação anterior

pode ser relacionada, a fim de determinar-se a pressão exercida pelo ar seco nas

diferentes temperaturas analisadas, assim como descreve a equação abaixo.

Par seco=nar seco. R .T

V Corrigido

Convertemos as unidades de pressão em milímetros de mercúrio (mmg), para

realizar a plotagem de gráficos com logaritmos, os quais se mantidos em valores de

atmosferas seriam plotados nos eixos negativo.

5.3 Determinação da quantidade de Vapor nas diferentes temperaturas

Partindo do pressuposto de que deva haver um equilíbrio entre as forças

exercidas pela pressão atmosférica e pelo soma da pressão de ar seco e pressão de vapor

d’água (Lei de Dalton de Soma das Pressões Parciais), determinou-se os valores para as

pressões de vapor em diferentes temperaturas analisadas.

Patm = Par seco + Pvapor d’água

Rearranjando a equação tem-se:

Paprisionado = Patm - Par seco

Obs: Corrigiu-se todas as leituras de volume subtraindo 0,2 mL para compensar o

menisco invertido. Este deve ser considerado como o real volume gasoso aprisionado no

topo da proveta.

A partir dos dados obtidos na prática construíram-se as tabelas abaixo dos

sistemas indicados e plotou-se os gráficos. Os valores obtidos foram calculados a partir

da formulas e deduções exposta acima.

Parte 01 – “Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de uma substância pura (água).”

Bruna Lemes

Tabela 2: Água destilada e deaerada.

ɵ / ºC T / K Vapris /mL Vcorr. /mL Par seco / atm Pvap H2O / mmHg Log Pvap T-1 / K-1

1 80 353,15 6,5 6,3 0,521 0,389 -0,410 2,83x 10-3

2 75 348,15 6,4 6,4 0,522 0,388 -0,411 2,87x10-3

3 70 343,15 5,9 5,7 0,558 0,351 -0,455 2,91x10-3

4 65 338,15 5,2 5,0 0,624 0,286 -0,544 2,96x10-3

5 60 333,15 4,5 4,3 0,710 0,200 -0,699 3,0x10-3

6 55 328,15 4,2 4,0 0,749 0,161 -0,793 3,05x10-3

7 50 323,15 4,1 3,9 0,756 0,154 -0,812 3,09x10-3

8 5,0 378,15 3,0 2,8 0,889 0,021 -1,678 3,59x10-3

9 1,2 274,35 2,9 2,7 0,908 0,002 -2,699 3,64x10-3

Com base nestes dados podemos observar a relação exposta pela equação de

Clausius-Clapeyron a medida que ocorre uma diminuição da temperatura, ocorre uma

diminuição de pressão e um aumento no volume de ar aprisionado.

Abaixo segue as tabelas obtidas pela relação água mais cloreto de sódio e água

mais sacarose.

Parte 02 – Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de NaCl.

0,25 M

Tabela 3: Dados obtidos para soluções aquosas de NaCl 0,25 M

ɵ / ºC T / K Vapris /mL Par seco / mmHg

Pvap H2O / mmHg

Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap

180 353,15 7,4 0,49 0,49 -0,31 0,002832 -0,71335

275 348,15 6,3 0,57 0,42 -0,38 0,002872 -0,8675

370 343,15 5,5 0,64 0,35 -0,45 0,002914 -1,04982

465 338,15 5,0 0,70 0,29 -0,053 0,002957 -1,23787

560 333,15 4,7 0,74 0,25 -0,6 0,003002 -1,38629

655 328,15 4,4 0,78 0,21 -0,68 0,003047 -1,56065

750 323,15 4,1 0,82 0,17 -0,77 0,003095 -1,77196

84,5 277,65 3,0 0,99 -0,30 - 0,003602 -

Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de NaCl 0,5 M

Tabela 4: água + NaCl (0,5M)

ɵ / ºC T / K Vapris

/mLPar seco / mmHg

Pvap H2O / mmHg

Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap

180 353,15 6,2 0,509 0,478 -0,321 2,83 10-3 -0,738

275 348,15 5,3 0,587 0,400 -0,398 2,87 10-3 -0,916

370 343,15 4,7 0,653 0,334 -0,476 2,91 10-3 -1,100

465 338,15 4,1 0,737 0,25 -0,602 2,96 10-3 -1,386

560 333,15 3,9 0,764 0,223 -0,651 3,00 10-3 -1,500

655 328,15 3,6 0,815 0,172 -0,764 3,05 10-3 -1,760

750 323,15 3,5 0,825 0,162 -0,791 3,09 10-3 -1,820

85 278,15 2,5 0,994 -0,007 - 3,60 10-3

-

93,4 276,55 2,5 0,987 0 - 3,62 10-3

A partir da relação água mais sal podemos observar a variação da pressão de acordo com a concentração, quanto mais concentrada menor será a pressão, observada pelas pressões obtidas nas concentrações de 0,25M (pressão um pouco maior) e 0,50M (pressão um pouco menor em relação a solução de 0,25M).

Parte 03 – Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 0,25 M

Devido à falta de reagentes esta parte não foi realizada para o sistema 0,25 M.

Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 0,5 M

Tabela 5: água + Sacarose (0,5M)

ɵ / ºC T / K Vapris

/mLPar seco / mmHg

Pvap H2O / mmHg

Log Pvap T-1 / K-1

1

80 353,15 5,7 0,3394 0,5703 -0,5616 2,83 x 10-3

2

75 348,15 5,4 0,3542 0,5558 -0,5873 2,87 x 10-3

3

70 343,15 5,2 0,3637 0,5469 -0,6035 2,91 x 10-3

4

65 338,15 4,1 0,4587 0,4513 -0,7956 2,95 x 10-3

5

60 333,15 4,1 0,4519 0,4581 -0,7807 3,00 x 10-3

6

55 328,15 3,8 0,4822 0,4278 -0,8491 3,04 x 10-3

7

50 323,15 3,1 0,5895 0,3205 -1,1379 3,09 x 10-3

8

5 278,15 2,0 0,8174 0,0926 -2,3795 3,60 x 10-3

9

1,2 274,35 1,8 0,9064 3,6 x 10-3 -5,6268 3,64 x 10-3

Estudo do Equilíbrio Líquido-Líquido de em soluções aquosas de Sacarose 1 M

Este experimento foi realizado pelo nosso grupo.

Tabela 6: água + Sacarose (1 M)

ɵ / ºC T / K Vapris

/mLPar seco /

atmPvap vap Log Pvap T-1 / K-1 ln Pvap

180 353,15 4,4 0,566 0,344 -0,463 2,83 10-3 -1,067

275 348,15 4,2 0,600 0,310 -0,508 2,87 10-3

-1,171

370 343,15 3,8 0,657 0,253 -0,596 2,91 10-3

-1,374

465 338,15 3,3 0,752 0,158 -0,801 2,96 10-3

-1,845

560 333,15 3,2 0,766 0,144 -0,841 3,00 10-3

-1,938

655 328,15 3,1 0,780 0,130 -0,886 3,05 10-3

-2,040

750 323,15 3,0 0,796 0,114 -0,943 3,09 10-3

-2,171

84,0 277,15 2,3 0,910 0 0 3,61 10-3

-

A mesma relação foi observada agora .

A partir dos dados nas tabelas, foram plotados os gráficos 1 – pressão de vapor em

função da temperatura e os gráficos 2 – Log da pressão de vapor em função do inverso

da temperatura, ilustrados abaixo.

Gráfico 6

270 280 290 300 310 320 330 340 350 360-0,050,000,050,100,150,200,250,300,350,400,450,500,550,600,650,700,750,800,850,900,95

Pre

ssao

(at

m)

Temperatura (K)

Pressao do ar seco Pressao de Vapor

É possível observar que a pressão de vapor é diretamente proporcional à

temperatura em que se trabalha com a amostra, sendo grande em altas temperaturas e

tendendo a zero em temperaturas baixas.

0,00280 0,00285 0,00290 0,00295 0,00300 0,00305 0,00310-1,0

-0,9

-0,8

-0,7

-0,6

-0,5

-0,4

Log Pressao de vapor Linear Fit of Log Pressao de vapor

Log P

ress

ao d

e v

apor (a

tm)

Temperatura (K-1)

Y = -1986,79. X + 5,1583

R2 = 0,9399

Neste gráfico é abordada a relação entre a entalpia molar de vaporização da

água e da sacarose 1 M onde o valor da entalpia de vaporização corresponde ao

coeficiente angular da reta.

A vaporização é um processo endotérmico (deve ser fornecido calor ao líquido)

para que as moléculas possuam energia suficiente para vencer as forças

intermoleculares. Assim, a entalpia (molar) de vaporização (designada também por

calor latente de vaporização) é a quantidade de calor necessária para a evaporação de

uma mole de líquido a uma dada temperatura (e à correspondente pressão de vapor).

Utilizando a equação de Clausius-Clapeyron, deduzida anteriormente, temos

que:

Log Pvap = __-ΔHvpz_ 1_ + cte 2,303 R T

y = ax + b

Onde:

log Pvap = y

(-ΔHvpz/2,303.R) = a

(1/T) = x

Cte = b

Igualando-se então a entalpia média de vaporização molar ao valor encontrado

para o coeficiente angular, pode-se obter o valor médio da entalpia de vaporização

molar da água, como exemplificado abaixo.

Equação da reta:

Y= -1986,8 x + 5,1584

_-ΔHvpz__ = - 1986,8 2,303 R

Rearranjando-se a igualdade, tem-se que:

-ΔHvpz = - 1986,8 . 2,303 . 8,314472 J. K-1 . mol-1

-ΔHvpz = - 38043,82 J . mol-1

ΔHvpz = 38,04 kJ . mol-1

Através do valor da entalpia média de vaporização molar, pode-se calcular

também o valor da entropia média de vaporização molar, considerando-se que a

temperatura de vaporização da água é de 100ºC (373,15 K).

ΔSvpz = _ΔHvpz

Tvpz

Assim, substituindo-se os valores, temos que a entropia média de vaporização molar é:

ΔSvpz = 38043,82 J . mol-1 / 353,15 K

ΔSvpz = 107,72 J . K-1 . mol-1

A entropia do gás reflete a ordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete

a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o

líquido evaporar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente,

ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é

diminuida. Assim o ponto de ebulição é aumentado.  Ao aquecermos parte deste calor

será absorvido pelo soluto, assim é necessária maior quantidade de energia para atingir a

entropia que o solvente precisa para mudar de estado, pois parte da energia está

aumentando a entropia do soluto e não somente a do solvente. A partir do valor de “a”

achamos o ΔvapH. (ΔvapH=38,04 KJ/mol ) comparando com o ΔvapH°= 40,7 KJ/mol.

Podemos observar que na solução de sacarose a entalpia de vaporização foi menor.

Calculou-se a entropia ΔvapS= 107, 72 J.K-1.mol -1.Comparando com o ΔvapS°= 109,1 J.K-

1.mol -1.Podendo observar uma diminuição.

Plotou-se um gráfico contendo todos os dados obtidos experimentalmente.

Segue em anexo 1.

2,83x 10-3 2,87x10-3 2,91x10-3 2,96x10-3 3,0x10-3 3,05x10-3 3,09x10-3-1,2

-1,1

-1,0

-0,9

-0,8

-0,7

-0,6

-0,5

-0,4

-0,3

Pre

ssao

(lo

gPva

p)

Temperatura (K-1)

agua pura NaCl 0,25 M NaCl 0,5 M Sacarose 0,5 M sacarose 1 M

Sacarose

NaCl

Agua Pura

Gráfico 4: Temperatura x Pressão

É possível observar a partir do gráfico que compostos moleculares diminui a pressão de

vapor enquanto que compostos iônicos aumenta a pressão de vapor. Lei de Raoult

estabelece a relação entre o n° de partículas não voláteis e o abaixamento da pressão

máxima de vapor.

∆ P=X 1P2

Esta relações matemática é válidas para soluções moleculares em que o numero de

partículas presentes na solução (moléculas) é igual ao numero de partículas dissolvidas

(moléculas). Nas soluções iônicas porém, devido ao fenômeno da dissociação ou

ionização o número de partículas presente na solução (moléculas e íons) é maior do que

o número de partículas dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito coligativo.

Osmose: um processo importante para a vida!

Inicialmente mergulharam-se os ovos em um béquer contendo água a fim de medir o

volume deslocado pelo ovo. Os volumes obtidos estão relacionados na tabela abaixo:

Tabela 2: Volume dos ovos.

Ovo Volume do ovo

1 48,9 ml

2 57,0 ml

3 55,9 ml

Após a medida do volume retirou-se os ovos do béquer contendo água e mergulhou-

se em uma solução de acido acético 4% por um dia, pôde-se observar que a casca do

ovo havia sido degrada, obtendo se uma espécie de ovo transparente, que estava sendo

“sustentado” por uma membrana fina.

A casca do ovo é composta de carbonato de cálcio (CaCO3) aproximadamente 96

%; MgCO3 aproximadamente, 1 %; Ca3PO4 aproximadamente e proteínas,

principalmente glicoproteínas aproximadamente 4 %. O carbonato de cálcio reage em

meio ácido (ácido acético CH3COOH), liberando gás carbônico (CO2), água (H2O) e

acetato de cálcio (Ca[CH3COO]2 ) que fica na superfície da membrana.

CaCO3 (s) + 2 CH3COOH (aq) → Ca(CH3COO)2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)

Podemos perceber inicialmente que ocorreu reação devido à formação de pequenas

bolhas (CO2) na superfície da casca do ovo. Um fenômeno físico observado no início do

experimento que é a flutuação do ovo com casca, associada à formação de uma camada

de bolhas na superfície. Ocorre que a densidade do conjunto ovo/camada de bolhas é

menor que a densidade do ovo somente. A este fenômeno dá-se o nome de empuxo.

Que segundo Arquimedes,

“Todo corpo sólido mergulhado num fluido em equilíbrio recebe uma força de

direção vertical e sentido de baixo para cima de intensidade igual ao peso do líquido

deslocado.”

Assim a intensidade do empuxo será dada por:

E = P = m.g

dl = ml/Vl, densidade de um líquido.

E = dl.Vl.g

Lavou-se com água os ovos a fim de retirar o CaCO3 ainda presente. Após a

lavagem mergulhou-se os ovos em 3 sistemas diferentes (expostos anteriormente) e

obteve-se os seguintes dados:

Tabela 2: Dimensões do ovo

Ovo Diâmetro Antes Diâmetro Depois

1 14,5 cm 15,2 cm

2 14,3 cm 12,3 cm

3 14,1 cm 16,1 cm

Com a dissolução da casca, o ovo fica envolvido por uma membrana

semipermeável que permite a passagem de água do meio menos concentrado

(hipotônico) para o mais concentrado (hipertônico), fenômeno conhecido como osmose.

Imagem 2: Processo de osmose

Após algum tempo as soluções passam a apresentar as mesmas concentrações.

Nesse momento não há mais osmose, ou pode-se dizer que as duas soluções apresentam

a mesma pressão osmótica (as soluções são isotônicas entre si).

No experimento, essa passagem de água é verificada pela variação do volume do

ovo (medida pela circunferência). No caso do ovo 1, o interior do ovo possui maior

concentração de solutos, (meio hipertônico) e por isso, a água difundiu para o seu

interior.

No ovo 2, a solução saturada de açúcar (meio hipertônico) possui uma

concentração maior que o interior do ovo (meio hipotônico), assim, este perde água

para o meio, ficando murcho, o que resulta no aspecto flácido da membrana do ovo.

No ovo 3 ocorre o processo de difusão a solução água mais corante proporciona

uma diluição coloidal do corante, este quando em contato com o ovo se difundi para o

interior do ovo, sendo possível observar a coloração vermelha no interior do ovo. A

difusão acontece a favor do gradiente de concentração, ou seja, de uma região muito

concentrada de alguma molécula para uma pouco concentrada e esse transporte não

envolve gasto de energia. A difusão de íons e moléculas através de orifícios de

membranas ou através de um outro corpo poroso denomina-se osmose.

Construção do Osmômetro

O osmômetro é um instrumento usado para mostrar o efeito da osmose  e

a pressão osmótica. Construiu-se o osmômetro utilizando a membrana semipermeável

retirada do ovo 4, para a construção do mesmo utilizou-se uma bureta de 50 mL, mediu-

se aproximadamente 15 mL de sacarose 1M e verteu-se na bureta, fixou-se a membrana

na extremidade superior da bureta presa com o auxilio de uma fita isolante e lentamente

inverteu-se a mesma. Em um béquer de 1L preencheu-se com 700 mL água destilada e

mergulhou-se a bureta invertida. Deixou-se o sistema em repouso por 1 dia e mediu-se

os valores expressos abaixo:

Tabela 3: Variação osmótica

Tempo (h) Altura (cm) Volume (mL)

00:00:00 0,3 2,1

00:05:00 0,9 3,0

00:10:00 1,3 3,5

00:15:00 1,8 4,1

00:20:00 2,4 4,6

00:30:00 3,5 5,8

00:40:00 4,2 6,5

00:50:00 5,0 7,4

02:11:30 7,5 9,8

Foram feitas dez medidas de altura do liquido na bureta, em que, a cada medida

o liquido subiu por causa da osmose, onde a água pura (solvente), atravessa a membrana

semipermeável para o meio mais concentrado da solução de sacarose 1 mol/L, e isso

causa uma pressão, a pressão osmótica. A pressão é a medida da intensidade com que

uma solução absorve o solvente de uma outra solução menos concentrada. Na verdade,

quanto maior é a diferença de concentração entre as duas soluções, maior será a pressão

osmótica. Soluções mais concentradas apresentam maior pressão osmótica

Com os valores obtidos calculou-se a pressão osmótica obtida no sistema durante a

prática. Para tal cálculo utilizou-se a seguinte fórmula:

A altura total foi medida a partir da altura alcançada no líquido contido fora do béquer

mais a altura que se encontrava no liquido contido dentro do béquer.

Altura: 7,5 + 4,0 cm = 11,5 cm.

O potencial químico do solvente (µ1) numa solução ideal expressa-se pela equação:

µ1 = µ 1 + RTlnx1,

em que x1 é a fração molar do solvente na solução e µ1 é o potencial químico do

solvente puro (x1 = 1).

Nota-se, portanto, que o potencial químico do solvente puro será sempre maior que o

potencial químico do solvente na solução, nas mesmas condições de pressão e

temperatura, pois, na solução, x1 será sempre menor que a unidade. Como a membrana

de separação entre o solvente puro e a solução é semipermeável ao solvente e como a

lei natural determina ter o menor valor possível de potencial químico, o solvente

migrará espontaneamente para a solução, diluindo-a e aumentando seu volume. Esta

migração do solvente é o que constitui o efeito osmótico. A diluição, que fará o

potencial químico do solvente na solução cada vez maior, e o eventual aumento da

pressão sobre a solução, que também fará crescer o potencial do solvente na solução,

pode levar, ao final, µ1 tornar-se igual a µ 1o. Este é o caminho espontâneo para que o

sistema atinja o estado de equilíbrio, quando a solução estará mais diluída e em pressão

maior que a do solvente puro e ambos na mesma temperatura. Sabendo que o potencial

químico de qualquer sistema aumenta com a pressão, podemos observar de acordo com

a equação de vant hoff.

Para calcular o número de mols se fez necessário utilizar a seguinte fórmula de Van’t

Hoff. A equação de van’t hoff estabelece o equilíbrio da igualdade de potenciais

químicos da água em ambos os lados da membrana em qualquer profundidade. Esta

igualdade é devido a pressão existente entre os dois lados. Considerando a profundidade

h, a pressão p, logo p+π. Seu µ (T,P +π, X) é o potencial químico do solvente na

solução, sob a pressão p+π e µº (t,p) é o do solvente puro sob a pressão p, então pelo

equilíbrio, tem-se

µ (T,P +π, X)= µº (t,p)

A partir da equação fundamental, sendo T constante, chegamos em d µº=Vm°dp,

Integrando obtemos,

Considerando, por se tratar de uma solução diluída, ln(1–xA) = –xB, vem, para uma

solução ideal, que a pressão osmótica, π, se relaciona com a fracção molar do soluto

pela equação abaixo. Como, com soluções diluídas, fica xB ≅ nB/nA e V = nA Vm;

além disso, a concentração molar do soluto é: cB = nB/V ⇔ nB = cB V; substituindo

na equação (equação de van’t Hoff), obtém-se a pressão osmótica em função da

concentração do soluto. Van’t Hoff verificou a existência de uma notável analogia entre

a pressão dos gases e a pressão osmótica das soluções diluídas. Observou-se incrível

semelhança com as leis dos gases de Boyle e de Charles:

“A pressão osmótica de uma solução é igual à pressão que o soluto exerceria no estado

gasoso, ocupando o mesmo volume da solução, na mesma temperatura.”

Podemos, portanto, aplicar a equação dos gases perfeitos:

π .V =n . R .T

em que:

π = pressão osmótica

V = volume da solução

n = quantidade em mols do soluto

R = constante dos gases perfeitos

T = temperatura absoluta

Sabe –se que nV

é igual a concentração que neste caso é a molaridade (M). Logo,

π = RT M

logo,

π = 24,44 atm

0 10 20 30 40 50

0

1

2

3

4

5

Altu

ra (cm

)

Tempo (min)

Altura

Gráfico 4: Processo de osmose

Como manter de forma alternativa sua bebida gelada?

Nesta prática estudaremos o conceito de crioscopia que é a propriedade

coligativa que estuda o abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido,

provocado pela presença de um soluto não volátil. Esse abaixamento é diretamente

proporcional a molalidade da solução. A molalidade é a relação entre a quantidade de

matéria do soluto pela massa do solvente em quilogramas, usamos a molalidade por ser

independente da temperatura, sendo a massa uma propriedade de estado. Utilizou-se o

sistema adiabático, ou seja, isolado de quaisquer trocas de calor ou matéria com um

meio externo. Para a construção do sistema isolado utilizou-se o isopor visto que ele age

como isolante térmico devido a presença de bolhas de ar no seu interior. O béquer

pequeno foi colocado dentro de um béquer maior pois entre ambos contem ar que

diminui a troca de calor por condução ( modo pelo qual o calor é transferido através de

um meio material, de uma molécula ou átomo, para sua vizinha). Nesta prática

utilizamos gelo picado mais ácido acético, ao adicionarmos o acido acético ao gelo

picado ocorre a dissociação do ácido, conforme demostrado na reação abaixo,

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+

O acido acético ao ser adicionado no gelo diminui o ponto de congelamento da

água. Esse fenômeno é conhecido como crioscopia, o abaixamento do ponto de

congelamento do solvente, é um dos fenômenos das Propriedades Coligativas de uma

solução, cuja dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza.

Ao adicionarmos o ácido clorídrico no gelo ocorre a dissociação do ácido, como pode-

se observar pela reação,

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

Realizamos este experimento para as concentrações de 0,250 e 0,500 mol/kg.

Podemos observar a partir deste experimento que o ácido clorídrico por ser um ácido

forte consideramos que ele dissocia-se completamente quando em solução aquosa, e

portanto diminui ainda mais o ponto de congelamento em comparação com o ácido

acético. Quando comparamos a soluções em termos de molalidade do HCl e do

CH3COOH (0,250 e 0,500 mol/kg) quanto maior a concentração (molalidade) do soluto,

maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente e menor a

temperatura de congelamento do mesmo.

A partir dos experimentos chegou-se aos seguintes resultados, como descritos

nas tabelas. Os valores descritos abaixo correspondem à medida da temperatura no

equilíbrio térmico na mistura padrão (água pura + gelo) e suas respectivas soluções de

ácido clorídrico e ácido acético, variando-se as concentrações de ácido em 0,250, 0500

mol/kg em ambos os casos.

Sistema A ( Água Pura) = 1,6 K

Sistema D (0,250 mol/Kg de HÁc) = 1,3 K

O valor obtido a partir da alíquota de 5,0 mL pipetadas das soluções após

atingirem o equilíbrio térmico será utilizada na determinação da molalidade efetiva e

molalidade total das soluções iniciais.

Determinação da constante crioscópica da água (Kc) das soluções

Mediu-se a constante crioscopica da água apartir da equação da constante

crioscópica dos solventes e dos dados obtidos

K c=R T f

¿ 2 M A

∆ H f¿

Kc = 8,3145 (J . K-1. mol-1) . (273,15 K)² . (1,8x10-3 kg/mol) / 6,008x103 J

Kc = 1,86 K. kg/mol

Determinação da molalidade efetiva (mef) das soluções.

A partir das variações de temperatura observadas converteu-as em escala

Kelvin (K) e utilizando a constante crioscópica da água obtém-se o valor da molalidade

efetiva

ΔTf = Kc . mef

mef = 0,215 mol.kg-1

Determinação da molalidade total (mT) das soluções.

Titulou-se com uma solução padrão de NaOH 0,1 M, no qual obteve-se o

número de mols das alíquotas pipetadas das soluções ácidas em equilíbrio térmico

substituindo-se o valor de molaridade padrão (0,1 M) , a partir da relação abaixo

M = n/V

Utilizando-se do número de mols das alíquotas encontrados anteriormente,

fez-se uso também dos valores de massa (média dos valores m1 e m2) da alíquotas para a

determinação da molalidade total (W) das mesmas.

W = n/m

Como a mesma ocorreu diluição calculou-se:

W1. V1 = W2.V2

W= 0,178 mol/Kg

Determinação do grau de dissociação das soluções.

Calculou-se o grau de dissociação das mesmas, a partir dos dados obtidos

anteriormente,

α=mef −mT

mT

α = 0,20

α = 20,78 % de dissociação do ácido acético.

Os valores dos graus de dissociação indicam o quanto se dissociou dos

eletrólitos, onde a tendência é que as soluções de ácido clorídrico tenham valores de α

maiores que as soluções do ácido acético, visto que o ácido clorídrico é um eletrólito

mais forte que o ácido acético.

Determinação da constante de equilíbrio (Keq) para os processos.

Calculou-se a partir valores obtidos, o valor da constante de equilíbrio das

reações, através da equação abaixo, os valores obtidos foram expressos na tabela

abaixo:

K eq=α 2mT

2

mT−α mT

Keq = 0,05

Observação do abaixamento crioscopico:

Abaixamento crioscópico experimental:

Temperatura de equilíbrio do solvente puro: 1,6

Temperatura de equilíbrio da Primeira solução: 1,3

Temperatura de equilíbrio da Segunda solução: 1,4

ΔTC = 0,3 C°

ΔTC = 0,4 C°

Abaixamento crioscópico teórico:

ΔTC = Kc.msoluto

ΔTC = 1,86 K.Kg/ mol. 0,178 molal

ΔTC = 0,33 Cº

Dedução de fórmula do abaixamento crioscópico através da equação do

potencial químico

(μ)(T,p,x) = μsólido(T,p)

(μº)(T,p) + RT ln x = μsólido(T,p)

(ln) x = - μº(T,p) – μsólido(T,p)RT

(ln) x = - ΔGfus

RT

1 = - 1 [б ( Δ G fus/T) ]p (б T ) X R бT (бx)p

1 = ΔHfus (бT)X RT2 (бx)p

⌠x dx = ⌠T ΔHfus dT ⌡1 x ⌡To RT2

(ln)x = - ΔHfus (1 – 1) R (T T0)

1 = 1 – R ln xT T0 ΔHfus

(d ln x) = - M dm 1 + Mm

(dT) = RT 2 d ln xΔHfus

(dT) = - MRT 2 . DM ΔH fus (1+Mm)

- (∂ θ f) = MRT 2 0 = Kf (∂m)p,m = 0 ΔHfus- (∂ θ f) = Kf(∂m)p,m = 0

Θf = Kf . m

ΔTf = Kf . mef

Conclusão

Conclusão do experimento “ Crioscopia ”:

A partir das medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do

abaixamento crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado: Maior será a

variação da temperatura de fusão da solução quanto maior for a temperatura de fusão e

menor for a entalpia de fusão do soluto. Cabe ressaltar que no dia estava muito quente

não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que pode ter provocado

erros nas medidas, mas como no experimento era observada água liquida e gelo até a

temperatura de equilíbrio, então tínhamos um equilíbrio sólido-liquido, e a partir dos

cálculos, o abaixamento Crioscópico experimental foi de ΔTC = 0,3 Kelvin e o

abaixamento Crioscópico teórico com a molalidade do ácido acético foi de ΔTC = 0,33

Kelvin.

Conclusão

Conclusão do experimento “ Crioscopia ”:

A partir das medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do

abaixamento crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado: Maior será a

variação da temperatura de fusão da solução quanto maior for a temperatura de fusão e

menor for a entalpia de fusão do soluto. Cabe ressaltar que no dia estava muito quente

não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que pode ter provocado

erros nas medidas, notado este erro no grau de dissociação e na constante equilíbrio

devido a alta molalidade efetiva, ocasionada pela falta de calor crioscópica.

Conclusão do experimento “ Equilíbrio liquido-líquido ( Osmose) ”

No experimento de osmose, em que utilizou materiais de baixo custo pode ser

observado o equilíbrio liquido-liquido, através de uma membrana com permeabilidade

seletiva. No fenômeno da osmose observou-se que o solvente atravessa uma membrana

semipermeável de um meio mais diluído para um meio mais concentrado, sendo

observado a partir do processo utilizando água e água + sacarose saturada. A construção

do osmômetro demonstrou relação estabelecida entre osmose, tempo e concentração,

visto que a medida que o tempo passou este foi aumentando seu volume. Com base nos

dados obtidos e os pesquisados na literatura pode se concluir em termos de

concentração que uma solução de 1M o processo de osmose foi mais rápido de que em

concentrações menores como realizadas pelos outros grupos (0,1M e 0,5M).

Conclusão do experimento “ Tonometria ”

No experimento de estudo do equilíbrio liquido –vapor para água pura e soluções

aquosas podemos concluir que quando um soluto molecular é dissolvido em água

observa-se que a temperatura de ebulição da solução formada é superior comparado

com a água pura, no caso deste experimento o solvente molecular foi a sacarose (quanto

maior a concentração desta solução maior será o ponto de ebulição da solução).

Ocorrendo um efeito contrário no caso de se dissolver um composto iônico, no caso

deste experimento utilizamos o cloreto de sódio, observou que a temperatura de

ebulição da solução foi menor comparado com a água pura, e que quanto maior a

concentração do soluto menor a temperatura de ebulição da solução. A partir das

medidas realizadas em laboratório, pode ser observado o efeito do abaixamento

crioscópico, visto que os resultados obtidos eram o esperado. Cabe ressaltar que no dia

estava muito quente não sendo assim possível controlar a temperatura no sistema, o que

pode ter provocado erros nas medidas, notado este erro no grau de dissociação e na

constante equilíbrio devido a alta molalidade efetiva, ocasionada pela falta de calor

crioscópica.

Proposta para o trabalho de ensino

A proposta aborda a metodologia de trabalho de um experimento, de modo a propiciar

condições favoráveis à aprendizagem significativa, no referencial de Ausubel. Podemos

abordar um dos conceitos de propriedades coligativas a partir deste experimento.

O aluno poderá com este experimento verificar como efetuar o abaixamento da

temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela dissolução de outra

substância, no caso o sal de cozinha (NaCl). Com isso ele poderá ao final da aula

compreender melhor o conteúdo proposto.

Essa aula deverá ter em média duração de 50 minutos. Para que o professor possa

aplicar essa aula ele deve antes trabalhar com o conceito de soluções, que é o

conhecimento prévio capaz de ancorar o novo conteúdo.

Serão abordadas as seguintes questões prévias:

1. Sabe-se que para a fabricação de sorvetes, o tambor que contem o sorvete a ser

fabricado gira dentro de uma solução saturada de sal em água, que permanece no estado

líquido estando a uma temperatura em torno de -20° C. Posto isto se pergunta: Água

pura e água com sal solidificam à mesma temperatura? Justifique.

Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que não, pois a água pura se

solidifica mais rápido do que a água misturada com o sal.

2. Por que nas regiões polares existe água líquida se a temperatura é negativa?

Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que é porque a água existente

no estado líquido contém sal (água do mar). O gelo existente nas regiões polares é

formado com água trazida pelas correntes de ar provenientes das regiões quentes e,

portanto não têm sal.

3. Por que em países de clima frio a água não congela nos radiadores dos carros?

Possível resposta do aluno: Pode ocorrer que respondam que é porque no radiador é

utilizado uma mistura de água e um anticongelante (etilenoglicol). Não se utiliza sal,

pois o mesmo poderia reagir com os metais do motor e radiador.

Com as respostas dadas pelos alunos podemos direcionar a aula de maneira que eles

aprendam com suas dúvidas. Sem fazer nenhuma intervenção nas respostas dadas por

eles, seguimos para o experimento para que eles possam observar e correlacionar suas

respostas com as experiências vividas na prática. E então daremos início ao experimento

que será realizado a partir da divisão dos alunos em grupos de três a quatro alunos,

completando quantos grupos forem necessários para a completa diviso da turma.

Cada grupo receberá um roteiro contendo apenas informações básicas sobre o

experimento, para que ele possa através dos materiais e de uma pequena introdução

contendo o objetivo da prática construir um procedimento que seja eficiente para

alcançar esse objetivo.

Roteiro

Efeito Crioscópico

Objetivo:

• Verificar o abaixamento do ponto de solidificação da água quando em solução.

• Comparar a temperatura de solidificação da água com a temperatura de solidificação

da solução (água + NaCl).

Materiais e reagentes

• 2 tubos de ensaio;

• 1 béquer de 250m

• sal (de preferência grosso);

• gelo;

• 2 termômetros.

Procedimento

• Identifique dois tubos de ensaio.

• No primeiro coloque 3 mL de água, no segundo coloque 3 mL de solução saturada de sal.

• Prepare um banho de gelo no béquer, com pedaços de gelo e sal na proporção aproximada de 4:1.

Introduza os 2 tubos de ensaio neste banho, de forma que o conteúdo dos tubos fique submerso.

• Introduza os dois termômetros nos respectivos tubos de ensaio e deixe em repouso por cerca de 5 minutos e observe.

O que acontece no interior do sistema? O que é possível concluir com sua observação? Tome nota da temperatura.

• Retorne ao banho e observe a cada 5 minutos.

Tente explicar os fatos observados de tempo em tempo, dentro do sistema, sob o ponto de vista físico-químico.

• Repita a observação até que possa ser observada a ordem de congelamento da água nos dois tubos.

Foi possível observar novas mudanças no sistema? Quais? Explique.

O que foi possível concluir a partir do experimento realizado?

Espera-se que os alunos discutam entre si com algumas pequenas intervenções do

professor, englobando os seguintes aspectos:

No tubo que contém só a água pura ocorre o congelamento da mesma em torno de 0°C.

Entretanto no tubo que contém solução saturada de sal em água ,o congelamento

demora mais para ocorrer e ocorre a uma temperatura mais baixa. Isto se dá porque o

soluto dissolvido na água provoca o abaixamento do ponto de congelamento da água.

Ao se formar uma solução líquida, a tendência do solvente ficar no estado líquido

aumenta. O líquido passa a ter menor tendência a passar para os estados gasoso e sólido.

Isto ocorre porque ao se formar uma solução há um aumento de entropia (° S), o que faz

com que o sistema (solução) seja mais estável que o líquido puro (menor energia de

Gibbs - °G, pois °G = °H - T° S). Por isto que a temperatura de congelamento do

solvente diminui; em outras palavras, é necessário baixar mais a temperatura para

conseguir que o solvente passe de líquido para sólido.