RET 5 Diagrama Binário

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Universidade Federal de Uberlândia
Campus Santa Mônica
Instituto de Química
RELATÓRIO
Diagrama Binário.
Licenciandos em Química.
Disciplina: Físico Química Experimental
Aluno: Denis Polidoro de Sousa (11911QMI230)
Rodrigo Martins Alves (11711QMI220)
Rafael L. J. Canuto (11611QMI200)
Uberlândia - MG, 2021.
Introdução.
No dia 22 de setembro de 2021, foi feito um experimento que estuda o comportamento
termodinâmico de misturas azeotrópicas, e traçado um diagrama de fases binário para uma
mistura azeotrópica, para isso foram estudados os princípios de Raoult e Henry, segundo
Raoult, a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão
de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes. A
pressão máxima de vapor de um componente é igual ao produto da fração molar do solvente
na solução e a pressão de vapor do solvente puro; essa lei vale para soluções moleculares
diluídas, nela o , e se tratando de soluções diluídas de líquidos e gases, a lei de Henry
descreve que a solubilidade de solutos voláteis em um líquido é diretamente proporcional à
pressão parcial dele no sistema, a partir de uma constante (constante de Henry).
O diagrama de fases binário, relaciona a temperatura da mistura com as concentrações
relativas dos componentes da mistura, e no caso de dois componentes voláteis o diagrama
indica o equilíbrio vapor/líquido da mistura, em uma dada pressão. Misturas azeotrópicas, são
misturas que possuem um ponto de ebulição constante, se comportando como substâncias
puras, com isso, seus componentes não se separam por meio de destilação simples. A
temperatura de uma mistura azeotrópica difere das substâncias puras, como pode-se observar
pelos diagramas de fase binários da figura abaixo.
.
Figura 1: Diagrama de fases binário para mistura ideal e azeotrópica de mínimo e máximo respectivamente.
No diagrama é possível identificar as linhas que descrevem os pontos de transição entre as
fases e os pontos de equilíbrio de fases no sistema, sendo a parte inferior referente ao estado
líquido e a parte superior o estado gasoso da matéria. no eixo das abscissas encontra-se a
fração molar de cada componente da mistura, e no eixo das ordenadas a temperatura do
sistema. No gráfico do azeótropo de mínimo, o ponto de ebulição da mistura é menor que o
das substâncias puras, e no azeótropo de máximo, os pontos de ebulição são maiores que o
das substâncias puras.
Pela lei de Raoult temos que:
PA= xAPA* (Equação 1)
Em que PA é a Pressão máxima de vapor do componente na mistura, xA a fração molar do
componente, e a PA* a pressão de vapor do componente puro. De acordo com a lei de Raoult,
esse comportamento é linear em misturas ideais, mas não em misturas reais.
Porém em misturas entre líquidos voláteis o solvente obedece a lei de Raoult, enquanto o
soluto, a lei de Henry, que descreve que:
PB= xBKB (Equação 2)
Sendo PB a pressão do gás, xB a fração molar do soluto e KB a constante de Henry.
Sabendo isso, a regra das fases de Gibbs, consegue descrever o número de fases que
coexistem no sistema, se temos um sistema binário, pela regra do diagrama de Gibbs:
P + F = C + N (Equação 3)
Em que P é o número de fases do sistema, F é o grau de liberdade, que descreve o número de
variáveis intensivas que alteram o sistema, C o número de componentes do sistema e N é o
número de variáveis não relacionadas à composição, normalmente sendo temperatura e
pressão, N é igual a 2 na fórmula.
Sabendo a composição de cada fase em uma região bifásica, as quantidades das duas fases em
uma microestrutura são facilmente calculadas a partir de um equilíbrio de massas. Um
equilíbrio de massa total requer que a soma das massas das duas fases seja igual à massa total
do sistema. Também podemos calcular um equilíbrio de massas independente em qualquer um
dos dois componentes. Por exemplo, num sistema bifásico, a quantidade de B na fase líquida
mais a quantidade na solução sólida precisa ser igual à quantidade total de B na composição
global (SHACKELFORD).
Podemos calcular o equilíbrio das massas em termos gerais. Para duas fases, a e b, o
equilíbrio de massas geral será:
Xama + Xbmb = X(ma + mb) (Equação 4)
Onde Xa e Xb são as composições das duas fases, X é a composição global, e mA e mb as
quantidade relativa de cada fase, essa equação pode se alterar para fornecer quantidades
relativas de cada fase em termos das composições.
= (Equação 5)
𝑚
𝑎
𝑚
𝑎
+𝑚
𝑏
𝑥
𝑏
−𝑥
𝑥
𝑏
−𝑥
𝑎
= (Equação 6)
𝑚
𝑏
𝑚
𝑎
+𝑚
𝑏
𝑥−𝑥
𝑎
𝑥
𝑏
−𝑥
𝑎
Essas duas equações constituem a regra da alavanca.
Objetivos.
O objetivo do presente experimento foi construir o diagrama de fases da mistura
clorofórmio e acetona e medir o índice de refração da mistura, medindo assim a composição
da fase líquida e vapor através de um refratômetro de Abbe.
Procedimento Experimental.
Materiais: Clorofórmio PA; Acetona PA; Béquer de vidro de 250 mL; Funil de vidro;
2 provetas de 50 mL; sistema de destilação conforme mostra a Figura 1; Refratômetro de
Abbe conforme mostra Figura 2.
Figura 2: Imagem ilustrativa do sistema de destilação utilizado no experimento.
Figura 3: Imagem ilustrativa do Refratômetro de Abbe utilizado no experimento.
Procedimentos: Na etapa 1, colocou-se 69,0 mL de acetona no balão de destilação e
destilou-se até que a temperatura ficasse constante, após isso coletou-se 2 mL da solução
destilada e a manta de aquecimento foi desligada, após o resfriamento, foi coletado 2 mL da
solução contida no frasco resíduo e assim mediu-se o índice de refração desta solução
coletada e da solução destilada, adicionou-se 7,5 mL de clorofórmio ao balão de destilação e
repetiu-se o que foi feito para a acetona pura, ou seja realizou-se a destilação, coletou-se
amostra da solução destilada e do resíduo e foi realizado a medição do índice de refração de
ambas amostras, repetiu-se esse procedimento adicionando 15,00; 22,00; 37,5; 60,00 mL de
clorofórmio.
Na etapa 2, colocou-se 65,0 mL de clorofórmio no balão de destilação e destilou-se até
que a temperatura ficasse constante, após isso coletou-se 2 mL da solução destilada e a manta
de aquecimento foi desligada, após o resfriamento, foi coletado 2 mL da solução contida no
frasco resíduo e assim mediu-se o índice de refração desta solução coletada e da solução
destilada, adicionou-se 5,0 mL de acetona ao balão de destilação e repetiu-se o que foi feito
para o clorofórmio puro, ou seja realizou-se a destilação, coletou-se amostra da solução
destilada e do resíduo e foi realizado a medição do índice de refração de ambas amostras,
repetiu-se esse procedimento adicionando 12,5; 20,00; 32,5 mL de acetona.
Resultados e Discussão
Foram preparadas misturas contendo acetona e clorofórmio em diferentes
concentrações de frações molares. Suas respectivas temperaturas de ebulição foram aferidas e
os resultados foram anotados e organizados na (tabela 1).
Tabela 1. Valores de temperatura de ebulição e média para a mistura acetona/clorofórmio.
Analisando os resultados obtidos, pode-se notar que conforme a concentração de
clorofórmio na acetona aumenta, também aumenta o ponto de ebulição da mistura. O que
implica numa mistura de azeótropo de máximo. Já que o ponto de ebulição da mistura é maior
do que o das substâncias puras separadas.
Em seguida, as amostras de resíduo foram analisadas em um refratômetro (Tabela 3),
onde a partir do índice de refração foi possível determinar as frações molares dos
componentes da mistura para cada solução. Os resultados no refratômetro foram comparados
com valores já estabelecidos na literatura (Tabela 2) e a partir disso foi determinada a
porcentagem em fração molar dos componentes da mistura.
Tabela 2. % de fração molar e índices de refração.
Tabela 3. Índice de Refração Líquido-Resíduo e % Molar as amostras
Posteriormente, foram realizadas as medidas no refratômetro para analisar o índice de
refração das soluções no estado de vapor. E com isso, determinar a fração molar
correspondente dos componentesdas mistura, como mostra a (Tabela 4).
Tabela 4. Índice de Refração do Vapor e % Molar das amostras
Os resultados obtidos foram organizados em um diagrama de fases (Figura 3), sendo a
parte inferior referente ao estado líquido e a parte superior ao estado gasoso da matéria. No
eixo das abscissas encontra-se a fração molar de cada componente da mistura, e no eixo das
ordenadas a temperatura do sistema.
Figura 3: Diagrama de fases da mistura de Clorofórmio e Acetona.
Analisando o gráfico pode-se concluir que se trata de um azeótropo de máximo, pois a
temperatura de ebulição da mistura é maior do que a temperatura de ebulição das substâncias
puras separadas, como mostra a Tabela 5. Esse fenômeno se deve às interações
intermoleculares formadas pela mistura dessas substâncias, o aumento da força dessa
interação na mistura é o que faz com que o ponto de ebulição da mistura seja maior do que o
das substâncias separadas.
Tabela 5. Temperaturas de ebulição e ponto azeotrópico.
Amostra Temperatura Cº
Acetona 53,25
clorofórmio 58,00
Ponto Azeotrópico 58,73
.Erro Percentual Relativo.
Para calcular o erro percentual relativo, os valores obtidos experimentalmente foram
comparados com os valores teóricos encontrados na literatura (Tabela 6.) e utilizados na
Equação 7.
Tabela 6. Valores teóricos de temperatura de ebulição e ponto azeotrópico.
Amostra Temperatura Cº
Acetona 56,2
Clorofórmio 61,2
Ponto Azeotrópico 64,7
x 100 (Equação 7.)𝐸𝑟𝑟𝑜 (%) =
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 
Os resultados dos erros relativos foram então anotados e organizados conforme mostra a
tabela 7.
Tabela 7. Erros percentuais relativos do experimento.
Amostra Erro Percentual Relativo
Acetona 5,25%
Clorofórmio 5,23%
Ponto Azeotrópico 9,28%
Conclusão.
Pode-se concluir que o experimento foi realizado com sucesso, o ponto azeotrópico da
mistura de acetona e clorofórmio observado no diagrama de fases foi um ponto de máximo.
Constatando um aumento das interações intermoleculares na mistura, que justifica esse
aumento na temperatura de ebulição. O auto valor do erro relativo pode ser explicado por
algum erro operacional durante o manuseio dos equipamentos e execução dos processos.
Referências.
SHACKELFORD, J. - Ciência dos materiais, 6ª ed. Editora Pearson, 2008.
Figura1 https://www.quimikaires.com/2017/10/destilacao-simples.html
Figura 2 http://www.biosystems.com.br/2waj
Wikipedia, Diagrama de fases binário, fonte:
<https://pt.wikipedia.org/wiki/Azeótropo#/media/Ficheiro:TX-Diagram-pt.jpg> acesso em 29
de set. de 2021.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente. Vol. único. 3ª ed. São Paulo: Bookman, 2007. p.239
https://www.quimikaires.com/2017/10/destilacao-simples.html
http://www.biosystems.com.br/2waj
https://pt.wikipedia.org/wiki/Aze%C3%B3tropo#/media/Ficheiro:TX-Diagram-pt.jpg