APOSTILA FISICO- QUIMICA II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
	
ROTEIROS DE LABORATÓRIO PARA AS AULAS PRÁTICAS DE FÍSICO-QUÍMICA II
SÃO LUIS
 2012
I. PREFÁCIO
Caro aluno do curso de Química e áreas afins, o conteúdo deste manual de aulas práticas abordará os conceitos aprendidos durante as aulas teóricas ministradas em sala de aula sobre Físico-Química. O manual de aulas práticas foi elaborado de forma que venha a proporcionar ao usuário uma compreensão rápida e objetiva do assunto abordado. Mas lembre-se, não se detenha somente as informações contidas neste manual. Nos relatórios procure enriquecer o conteúdo por meio de outras fontes de informação obtidas em sites encontrados na internet e bem como em outros livros de química onde o conteúdo deste manual é abordado. Lembre-se que o conteúdo de em um relatório deve conter suas próprias observações e conclusões para os fenômenos observados nas práticas e não cópias obtidas de forma irregular das fontes.
Por este se tratar de uma primeira edição do manual de práticas, esperamos contar com as correções e sugestões dos usuários para que possamos atualiza-lo e assim desenvolver um melhor material tornando-o uma excelente ferramenta para as observações e conclusões de nossas práticas de laboratório. 
	Por fim, desejamos a você caro usuário um bom curso!!!!
PRÁTICAS 
PRÁTICA (1)
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E ENERGIA LIVRE DE GIBBS DE UMA REAÇÃO
1. OBJETIVO
Determinar a constante de equilíbrio da reação entre ácido acético e etanol.
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Em sistemas químicos fechados ocorre o que nos denominamos de estado de equilíbrio entre reagentes e produtos em uma reação química. As concentrações de um sistema químico que atinge o equilíbrio refletem a tendência intrínseca dos átomos existirem sejam como reagentes seja como produtos. As reações químicas, assim como as mudanças de fases, são reversíveis. Em outras palavras, existem condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. A composição no equilíbrio de uma reação química corresponde ao mínimo da energia de Gibbs padrão de reação.
Para expressarmos melhor o conceito de estado de equilíbrio, imaginemos uma reação hipotética onde uma espécie gasosa (A) sofre uma decomposição espontânea formando ocasionando assim a formação de outra espécie gasosa (B).
 
A B
Se as espécies A e B forem gases perfeitos podemos utilizar a expressão do potencial químico, onde:9
10
11
	Se simbolizarmos a razão entre as pressões parciais por Q, poderemos reescrever a equação acima na forma :
12
	A razão Q é denominada de quociente reacional ou quociente de reação. Este quociente pode variar de 0 (Quando A estiver puro) ao infinito (quando B for puro). A energia de Gibbs padrão de reação, , é definida como a diferença entre as energias de Gibbs padrões molares dos produtos e dos reagentes. Em uma forma matemática temos:
13
 	
No equilíbrio, ∆rG=0, e a razão entre as pressões parciais (Q) é simbolizada por K. A letra K é denominada de constante de equilíbrio e ela é igual ao quociente de reação quando o equilíbrio é atingido. E nesta condição, a equação anterior se torna:
14
15
	A constante poderá ser calculada aplicando um fator exponencial em ambos os lados da equação:16
	Na equação acima vemos que quando > 0 a constante de equilíbrio K < 1 e, no equilíbrio, a pressão parcial de A é maior do que a de B. Neste caso o equilíbrio favorece o reagente. Por outro lado, quando < 0 a constante de equilíbrio será K > 1 e, no equilíbrio, a pressão parcial de B será maior do que a de A e neste caso o equilíbrio favorecerá o produto. 
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS
· Erlenmeyer.
· Bureta.
· Pipeta.
· Solução aquosa de HCl (3,0 mol / L)
· Solução aquosa de NaOH (2,0 mol / L)
· Fenolftaleína.
· Acetato de etila.
· Ácido acético glacial.
· Álcool etílico (etanol).
4. PARTE EXPERIMENTAL
1. Numerar 4 erlenmeyer de 1 a 4.
2. Colocar em cada um dos frascos erlenmeyer, o volume (mL) indicado das soluções na tabela abaixo:
	Frasco
	HCl 
(3 molL-1)
	Ácido Acético
 Glacial
	Etanol
	Água 
Destilada
	Acetato 
de Etila
	Total
	1
	7
	2
	5
	
	
	
	2
	7
	2
	
	
	5
	
	3
	7
	
	2
	
	5
	
	4
	7
	
	
	4
	3
	
	5
	7
	
	
	2
	5
	
	6
	7
	
	
	
	7
	
	7
	7
	
	
	7
	
	
3. Agitar e arrolhar muito bem cada frasco e deixá-los à temperatura ambiente até que o equilíbrio seja atingido (uma semana). Agitar as soluções ocasionalmente.
4. Titular cada uma das soluções com solução de NaOH 1 molL-1 usando fenolftaleína como indicador.
5. Completar a tabela abaixo com o volume (mL) gasto na titulação com NaOH 1 mol L-1 .
	Frasco
	Volume (mL)
NaOH (1 mol L-1)
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	
	5
	
	6
	
	7
	
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS
O valor da constante de equilíbrio (K) para uma reação química pode ser determinado conhecendo-se as concentrações dos componentes do sistema no equilíbrio, a temperatura e pressão constantes. No caso específico da reação do ácido acético com etanol formando acetato de etila e água, tem-se:
Inicialmente deve-se determinar a massa de água no início da reação em cada frasco. Esse valor é encontrado somando-se a massa de água adicionada + massa da água da solução de HCl (3 molL-1 ).
	Frasco
	Massa (g)
H2O
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	
	5
	
	6
	
	7
	
Em seguida é calculada a concentração do ácido acético no equilíbrio nas soluções dos frascos 1 a 6. Este valor será obtido por meio da subtração do volume (mL) de hidróxido de sódio gasto na titulação da solução do frasco 7 e dos volumes de NaOH gasto nas respectivas titulações dos frascos 1 a 6.
	Frasco
	Concentração de CH3COOH ( mol L-1) 
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	
	5
	
	6
	
A partir da estequiometria da equação química da reação e do valor da concentração do ácido acético no equilíbrio obtido acima, calcular as concentrações de água, etanol e acetato de etila no equilíbrio.
	Concentrações no equilíbrio (mol L-1)
	CH3COOH
	H2O
	CH3CH2OH
	CH3COOC2H5
	
	
	
	
Usando a equação para se calcular a constante de equilíbrio apresentada no início da discussão, obter o seu respectivo valor:
	K
	
	
A partir do valor obtido de K calcular a Energia de Gibbs Padrão (∆G°) para o processo. Para a realização do calculo use para os valores da temperatura ambiente (30°C) e R=8,314 J mol-1K-1
	∆G°
	
PRÁTICA (2)
PRINCÍPIO DE LECHATELIER 
1. OBJETIVOS
Observar os efeitos do princípio de Le Chatelier na reação do Co(H2O)6+2 em meio aquoso.
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Formulado pelo Químico e Metalúrgico Frances Henry Loui de Le Chatelier por volta de 1888. O “Princípio de Le Chatelier” trata de como o equilíbrio de uma reação química pode ser alterado pelas propriedades de um sistema como concentração, temperatura ou pressão.
Em um sistema cuja reação esteja no equilíbrio o aumento da concentração de um componente dos componentes (produto ou reagente) do sistema, é naturalmente seguida pelo consumo desse componente, até que a reação atinja um novo estado de equilíbrio. Por outro lado, se agora tivermos uma diminuição da concentração de um dos componentes (reagente ou produto) o sistema tenderá a repor a espécie de menor concentração, ou seja, a reação se deslocará no sentido dos reagentes até que o sistema atinja um novo estado de equilíbrio. 
No caso da Temperatura se no sentido direto da reação no equilíbrio a mesma for uma reação endotérmica, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio em direção aos produtos da reação. Por outro lado se agora no sentido direto temos uma reação exotérmica, o aumento de temperatura deslocara o equilíbrio em direção aos reagentes da reação no equilíbrio.
Para sistemas gasosos no equilíbrio a diminuição de volume de um dos componentes, com consequente aumento do número de partículas por unidade de volume (e, assim, aumento da pressão do sistema, pois pressão e volume são inversamente proporcionais), é seguida da deslocaçãoda reação no sentido em que diminui o número de partículas, ou seja, sentido do menor número de mols, tendendo a diminuir a pressão do sistema. O contrário é visto quando se diminui a pressão e, logo, aumentando o volume do gás.
2.1 A ação dos catalisadores
O catalisador apenas acelera a velocidade a que decorre a reação química, não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um catalisador pode assim ser útil numa reação química, afetada pelos fatores anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente, e que o rendimento seja o mesmo, mas num menor espaço de tempo aumentando assim a produtividade da reação.
2. MATERIAIS E REAGENTES
· CoCl2 sólido;
· NaCl sólido;
· H2O;
· Erlenmeyer 200 mL;
· Placa Aquecedora;
· Agitador magnético;
· Cronometro;
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	Em Erlenmeyer adicionar cerca de 50 mL de água destilada e um agitador magnético. Em seguida adicionar aproximadamente 5 g de cloreto de cobalto (CoCl2) e agitar a solução para que todo o CoCl2 se dissolva. Observe que quando o CoCl2 se dissolve a solução torna-se avermelhada devido a presença do íon Co+2 em meio aquoso .
CoCl2 + H2O Co+2 + Cl-
Co(H2O)6+2 + 4 Cl- CoCl2-2 + 6 H2O
	Após a dissolução do cloreto de cobalto adicionar ao Erlenmeyer o NaCl em excesso até saturar a solução. Em seguida posicionar o frasco na placa aquecedora e acionar o cronometro. Após 5 min observar o que aconteceu com a solução.
	Em seguida adicione a metade da solução aquecida em outro Erlenmeyer e em seguida adicione água em excesso. Observe o que acontece com a solução
5. ANÁLISE DO RESULTADOS
	Utilizando as equações acima e o princípio de LeChatelier explique os fenômenos observados na mistura durante o experimento
PRÁTICA (3)
EQUILÍBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO
1. OBJETIVO
Estudar a variação da miscibilidade do sistema água-fenol em função da temperatura.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Quando se mistura dois componentes líquidos podem ocorrer dois casos extremos:
a) Os dois líquidos podem ser completamente miscíveis, ou seja, podem ser misturados em quaisquer proporções. Como exemplo pode ser citada a adição de tolueno adicionada.
b) Os líquidos são imiscíveis, ou seja, não se misturam aparentemente. Um exemplo é a mistura de água com nitrobenzeno que resulta na formação de duas camadas liquidas e paradas; uma delas, a de água, contém apenas traços de nitrobenzeno, enquanto que a outra, do nitrobenzeno, contém traços de água dissolvida.
Entre esses dois casos extremos pode-se encontrar partes de líquidos que são parcialmente miscíveis, ou seja, apresentam solubilidade parcial, comportando-se como miscíveis em determinadas proporções e imiscíveis em outras. Como exemplo pode ser citado sistema água e fenol. Inicialmente, pequenas quantidades de fenol se dissolve na água, resultando uma mistura monofásica; entretanto, num determinado instante a água torna-se saturada, e com posterior adição de fenol obtém-se duas camadas líquidas distintas, uma rica em água e outra rica em fenol.
	Nesta prática serão enfocados os sistemas líquidos parcialmente miscíveis. Os líquidos parcialmente miscíveis formam soluções cujo comportamento se afasta bastante do ideal. As considerações matemáticas destes sistemas serão deixadas de lado e apenas a descrição de resultados experimentais será interpretada pela regra das fases.
	Suponhamos que dois líquidos A e B sejam parcialmente miscíveis, e numa dada temperatura T1 são adicionadas quantidades sucessivas do líquido A ao líquido B. A primeira porção de A dissolve-se completamente, e o mesmo pode acontecer com a segunda e terceira porções. Cada adição corresponde a uma solução de composição específica que poderá ser representada por um ponto num diagrama (T) x Fração Molar (X). Os pontos a, b e c representam a composição após adição de três porções de A ao líquido puro B. Como as três porções de A se dissolveram em B, os pontos a, b e c situam-se na região onde existe só uma fase. Se após a adição de certa quantidade de A atinge-se a solubilidade limite, representada pelo ponto l1 no diagrama T-x, nas adições posteriores formar-se-á uma segunda fase, visto que A não se dissolverá mais em B. A região a direita do ponto l1 será uma região de duas fases.
	Um procedimento semelhante poderia ser feito do lado direito do diagrama T-x1, adicionando B a A. Assim, inicialmente B se dissolve fornecendo um sistema homogêneo (monofásico), que na figura está representado pelos pontos a, e e f. A solubilidade limite de B em A é atingida em l2. Os pontos à esquerda de l2 representam sistemas bifásicos. Na região entre l1 e l2 coexistem duas fases líquidas chamadas de soluções conjugadas. Uma das camadas líquidas, solução saturada de A em B, encontram-se em equilíbrio coma outra camada solução saturada de B em A.
Se a experiência fosse realizada numa temperatura (T2) a solubilidade mútua poderá crescer, assim os valores para as solubilidades limites passariam a ser l1H e l2H. Se o processo de adição de A em B fosse repetido a várias temperaturas diferentes seria possível elaborar uma curva de composição contra solubilidade, como está aproximadamente mostrado na figura. Ou seja, com o aumento da temperatura a solubilidade de A em B e a de B em A podem crescer formando duas curvas de solubilidade que se encontram num ponto no qual as duas fases terão composições iguais e que é chamado de ponto crítico. A temperatura correspondente a este ponto chama-se temperatura crítica superior de solubilidade, Tc. Acima de Tc os líquidos A e B são completamente miscíveis. Qualquer ponto g abaixo da concavidade corresponde a um sistema de duas fases líquidas: L1 de composição l1 e L2 de composição l2. A massa relativa das duas camadas é dada pela regra da alavanca, isto é, pela razão inversa dos dois seguimentos da linha de correlação (l1, l2):
Ao se aumentar a temperatura do sistema, o ponto representativo desde (g) se desloca sobre a Linha gg*; L1 se torna mais rica em A, enquanto que L2 se enriquece em B. Com o aumento da temperatura, a razão aumenta; a quantidade de L2 decresce. No ponto g’ o último traço de L2 desaparece e o sistema se torna homogêneo.
O processo de adicionar A em B a certa temperatura e repetir a operação em temperaturas diferentes não é prático para se obter a curva de composição contra solubilidade. Normalmente, o que se faz trabalhar com vários sistemas de composições definidas dos líquidos A e B e variar a sua temperatura até determinar, para cada um deles, qual é a temperatura em que se apresenta o limite de solubilidade.
Em alguns sistemas parcialmente miscíveis a solubilidade decresce com o aumento da temperatura, exemplo trietilamina – água. O diagrama T – x destes sistemas apresentam uma temperatura crítica inferior de solubilidade como pode ser visto na Figura 9.3. Em geral, os líquidos que mostram este comportamento tendem a formar compostos entre si mediante ligações fracas; isto aumenta a solubilidade em temperaturas mais baixas. Com o aumento da temperatura o composto formado se dissocia e sua solubilidade mútua diminui.
Alguns pares de substâncias exibem ambas as temperaturas críticas, a superior e a inferior como está ilustrado na Figura 9.4 para o sistema nicotina-água. Em qualquer ponto interno à curva encontram-se presentes duas fases, enquanto que os pontos externos representam estados homogêneos do sistema.
A regra das fases para um sistema a pressão constante é:
F=C-P+1
Onde:
F é o número de variáveis (além da pressão) necessárias para descrever o sistema
	C é o número de componentes do sistema
	P é o número de fases
	Para os sistemas de dois componentes, C=2 e F= 3-P; se estão presentes duas fases, P=2 e F=1, ou seja, apenas uma variável descreverá o sistema, a temperatura ou a composição. Na região de duas fases, uma vez dada a temperatura, as interseções da linha de correlação com a curva fornecem as composições de ambas as soluções conjugadas. Ou, a composição de uma das soluções conjugadasbasta para determinar a temperatura e a composição da outra solução conjugada.
	Na região de apenas uma fase, P=1 e C=2; F=2; neste caso deve-se especificar tanto a temperatura como a composição da solução para descrever o sistema. Nesta prática será estudado o sistema água-fenol. A solubilidade limite do fenol em água é alcançada numa concentração aproximada de 8% do fenol.
3- MATERIAIS E REAGENTES
	
- Termômetro de 0 a 100°C
	- Agitador
	- 10 Tubos de Ensaio com capacidade para 50 mL
	- Camisa de Ar
	- 2 Béqueres de 600 mL
	- 1 Béquer de 100 mL
	- 2 pipetas volumétricas de 10 mL
	- Fenol P.A.
	- Água Destilada
	- Gelo
	- Cloreto de Sódio comercial
4- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	Preparar 10 g das seguintes soluções de fenol em água: 5,10, 20,30,40,50,70 e 75% de fenol em massa.
ATENÇÃO: MUITO CUIDADO AO MANUSEAR O FENOL
 
Agitar todas as soluções, preparadas previamente e colocadas em tubos de ensaio tampados e rotulados. Observar se há uma ou duas fases.
Para os sistemas homogêneos, preparar um banho de gelo e sal, e resfriá-los agitando-os até o aparecimento da segunda fase. Anotar esta temperatura. Retirar o sistema ( tubo com amostra) do banho de gelo, anotar a temperatura na qual o sistema torna-se novamente homogêneo.
Para os sistemas com duas fases, colocar o tubo, contendo a amostra em banho de água. Elevar a temperatura do banho, com agitação até desaparecer a última opalescência. Anotar esta temperatura. Retirar o sistema do banho e deixar esfriar (pode ser usado um banho de água à temperatura ambiente), anotando a temperatura na qual aparece a primeira opalescência.
	As temperaturas nas quais a opalescência aparece e desaparece não devem diferir de mais de 0,5°C. Repetir os procedimentos anteriores para cada tubo.
5- CÁLCULOS
	Elaborar uma tabela contendo as composições das misturas em % de fenol, as temperaturas de aparecimento e desaparecimento da opalescência, bem como seu valor médio.
	Fazer gráfico de temperatura média de saturação em função da composição (% em peso de fenol), representando todos os pontos obtidos.
	Interpretar o significado da curva obtida e das páreas limitadas pela mesma. Determinar o ponto crítico (temperatura crítica e composição crítica) e comparar com os valores da literatura.
	O fenol é um cristal incolor ou branco em forma de agulha, tem odor característico e é corrosivo.
	O ponto de fusão é 40,71°C e, o produto comercial, contém cerca de 5% de água.
	Seu peso molecular é de 94 g mol-1 e sua fórmula molecular é C6H5OH.
PRÁTICA (4)
EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO
1 Objetivo
 	Obtenção de diagramas de fases sólido-líquido de dois componentes orgânicos.
II. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Para um sistema de dois componentes (A e B) a regra das fases fica sendo:
F = C+2 = 4 – P
onde C é o nº de componentes (número mínimo de constituintes químicos necessários para definir a composição de cada fase) P é o nº de fases( número de partes fisicamente diferenciáveis do sistema) e F é a variância ou número de graus de liberdade (numero de variáveis intensivas pertinentes ao sistema que podem ser independentemente variadas.
Aplicado a regra das fases a um sistema de dois componentes e uma única fase, F=3, ou seja, a pressão (p),a temperatura (t) e a composição (XB) (fração molar do componente B) daquela fase, podem ser independentemente variadas; assim, o equilíbrio deste sistema só pode ser definido por um ponto em um gráfico tridimensional de coordenadas p, T e Xb. Quando duas fases estão presentes em equilíbrio, por exemplo, um sólido e um líquido, F=2, o sistema terá apenas duas variáveis independentes, assim, se p e T forem especificados, XBS e XBL (as frações molares de B no sólido e no líquido) estarão fixadas nos seus valores limites (XBSº e XBLº) para as respectivas fases em p e T.
O equilíbrio sólido-líquido é essencialmente independente da variação de pressão, se esta for da ordem de algumas poucas atmosferas.Isto é uma conseqüência da equação de Clayperon (dp/dT =∆H /T∆V) e resulta da pequena variação de volume associada coma fusão. Devido a este fato é possível estudar o equilíbrio sólido-líquido de um sistema de dois componentes através de um diagrama bidimensional de coordenadas temperatura-composição conhecido como diagrama de fases.
Existem três importantes tipos de diagrama de fases:
a) Tipo I – os dois componentes formam soluções sólidas
b) Tipo II – sistemas nos quais as fases sólidas são formadas de componentes puros (Diagramas mostram pontos eutéticos).
c) Tipo III – Os dois componentes formam compostos
Na presente prática só será enfocado o diagrama de fases do tipo II, que apresenta somente um pouco eutético e é conhecido como diagrama eutético simples. Quando se esfria uma solução líquida de duas sustâncias A e B, atinge-se uma temperatura em que começa aparecer a fase sólida.Esta é a temperatura de inicio da solidificação da solução a qual é dependente da sua composição. Se for admitido que o sólido puro A esteja em equilíbrio com uma solução liquida ideal de B em A, a temperatura de solidificação da solução se relaciona com a fração molar XA, através da seguinte equação:
 
 - ∆Hfus.A ( TAº - T)
InXa = _________ x ________
 R (TAº . T)
Onde: ∆Hfus.A é a entalpia molar de fusão de A puro, T é a temperatura de inicio de solidificação e TAº é a temperatura de solidificação do solvente puro A. 
 Para Xb → 1, espera-se que o inicio de solidificação de B ocorra acima das temperaturas indicadas pela curva. Se a solução liquida de A em B que está em equilíbrio com o sólido puro B for ideal, a mesma equação anterior também vale para a substancia B ou seja:
 - ∆Hfus.B ( TBº - T)
InXB = _________ x ________
 R (TBº . T)
onde T agora é o ponto de inicio de solidificação de B na solução. A curva correspondente está mostrada na figura 8.3 juntamente com a curva correspondente a substância A.
A duas curvas se interceptam na temperatura Te denominada de temperatura eutética. A composição Xe é a composição eutética. A mistura eutética apresenta uma composição fixa que se funde e se congela como uma substancia pura, a uma temperatura definida Te, apesar de não seu um composto químico definido, A linha GE representa os pontos de inicio de solidificação em função da composição de B. Pontos tais como d, abaixo desta curva representam estados em que o sólido puro B está em equilíbrio com uma solução de composição e. Um ponto sobre EF representa sólido B puro em equilíbrio com a solução de composição Xe, portanto, a solução de composição se encontra em equilíbrio com ambos os sólidos puros A e B. No ponto E estão presentes três fases (sólidos puros A e B e a solução liquida de solução Xe) então F = 4 – P = 4 – 3 = 1; se a pressão for constante, F será igual a zero e o sistema passa a ser invariante com a temperatura Te.Se for retirado calor desse sistema, a temperatura permanecerá constante, ate que desapareça uma das fases;assim, durante o resfriamento as quantidades relativas das três fases variam. A quantidade de líquido diminui enquanto que a quantidade de dois sólidos presentes aumenta. Abaixo da linha DEF encontram-se os pontos representativos dos estados em que existem apenas duas fases sólidas, A e B puros.
ANÁLISE TÉRMICA
A fase das curvas de resfriamento pode ser determinada experimentalmente através da análise térmica.Neste método, uma mistura sólida de composição conhecida é aquecida ate uma temperatura suficientemente alta para que ocorra fusão completa e homogeneização da mesma. A seguir a mistura é resfriada lentamente e a curva temperatura – tempo é levantada.As curvas obtidas para varias composições encontram-se esquematizadas na Figura 8.4, para um sistema genérico A-B.
Quando um líquido constituído de A puro é resfriado,a temperatura cai ao longo de ac ate que o sólido A começa a se formar; a temperatura T1 permanece constante (cd), ate que a solidificação seja completa; a seguir ela cai novamente como indicado por df.Normalmente observa-se um super-resfriamento antes de iniciar a solidificação, o que explica a curvatura do gráfico observada ao redor do ponto c..
Na segunda curva, o liquido homogêneo constituído por A-B se resfria ao longo de ab’; em b’ forma-se cristal primário de A. Este libera o seu calor latente de fusão, a velocidade de resfriamento diminui, e a inclinação da curva muda a partir de b’. A temperatura T2 é um ponto da curva liquidus para esta composição.O resfriamento prossegue ao longo de b’c’; em c’ o liquido apresenta a composição eutética, e começa a aparecer o sólido B. Sendo o sistema invariante nesse ponto, a temperatura permanece constante ate o liquido se solidificar em d’.O patamar c’d’ é chamado de pausa eutética.Após a solidificação completa do líquido, os dois sólidos A e B se resfriam rapidamente ao longo da curva d’f’.A terceira curva é obtida para o líquido mais rico em B, a interpretação é idêntica a anterior,entretanto, a pausa eutética é mais longa, e T4 é o ponto de curvas liquidus.A extensão da pausa eutética aumenta com enriquecimento em B. As temperaturas T1,T2,T3,T4 e T5 quando gratificadas em função das correspondentes composições, resulta no diagrama de fases do sistema A – B, como mostrado na figura 8.3.
III. MATERIAIS E REAGENTES
- 6 tubos de ensaio de 30 mL com rolha 
-Suporte para tubos de ensaio
-Termômetro com precisão de 0,1ºC
- béquer de 1 litro
- camisa de ar ( tubo de ensaio com um diâmetro de pelo menos 5 mm maior que os acima)
- agitador
-almofariz pequeno com pistilo
- cronômetro 
- naftaleno
- difenilamina
IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
O sistema naftaleno-difenilamina foi selecionado para este experimento por causa da simplicidade de seu diagrama de fases e a conveniência de sua faixa de temperaturas
Pese com precisão e coloque nos tubos de ensaio previamente rotulados misturas de massa igual a 5g de naftaleno e difenilamina que contenham: 0,10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80, 90 e 100% em peso de difenilamina.
As mistura sólidas são tão fundidas, uma de cada vez, colocando-se cada tubo de ensaio em um béquer com água quente mantido acima de 80ºC.
A seguir, deixe a amostra fundida resfriar lentamente. Para as amostras com 0,30,50 e 70 e 100% de difenilamina, anote a temperatura de resfriamento fundida a cada 20 segundos. A temperatura em que se inicia a solidificação bem como a temperatura na qual o sistema torna-se completamente sólido devem ser cuidadosamente anotadas para todas as amostras. Confirme os resultados.
OBS: O resfriamento deve ser lento, para controlar este fator utilize, se necessário, uma camisa de ar e também um banho externo.
V. CÁLCULOS
Representar graficamente as curvas de resfriamento relativas a cada mistura. A partir destas, elaborar uma tabela contendo as frações molares de cada amostra, a temperatura de inicio de solidificação. Construir o diagrama de fases (que qualitativamente deve ser próximo ao da Fig.8.3). Dar todos os detalhes possíveis: principais pontos, linhas e áreas.
PRÁTICA (5)
ANÁLISE DE UM SISTEMA DE TRÊS COMPONENTES CONTENDO DOIS COMPONENTES MUTUAMENTE IMISCÍVEIS
1. OBJETIVO
Construir em PAPEL MILIMETRADO a curva de solubilidade de um sistema ternário constituído de dois líquidos parcialmente miscíveis e de um terceiro miscível com os outros dois.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Quando, em uma dada temperatura A, B e C são parcialmente miscíveis, mas cada um deles é completamente miscível em um terceiro líquido A, é possível obter misturas homogêneas pela adição de A as misturas de B e C. A quantidade de A necessária para tornar B e C miscíveis é diferente para cada proporção determinada de B e C. Para um sistema ternário de líquidos à temperatura e pressão constantes, o diagrama de fases é representado em um triângulo eqüilátero (ver abaixo).
Os dados da composição dos três componentes são locados na área representada pelo triângulo. Em cada lado do triângulo é representada a concentração de um dos componentes, em fração molar ou porcentagem, de modo que cada vértice do triângulo é representado pelo componente puro.
A composição de misturas contendo apenas dois dos componentes é representada por pontos nos lados do triângulo e a composição de misturas ternárias é representada por pontos internos do triângulo.
Os pontos de qualquer linha paralela a um lado do triângulo correspondem a uma determinada concentração do componente puro representado pelo vértice oposto. A composição de um sistema ternário é dada pelo cruzamento das retas que compõem cada parte que compõe a mistura. Este ponto representa a composição do sistema.
Os pontos da área delimitada pela curva de solubilidade representam sistemas que se desdobram em duas camadas líquidas e os outros pontos da área do triângulo representam os sistemas constituintes de uma única fase.
Figura 3 – Diagrama de fase ternário na forma de um triângulo equilátero.
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS
· Erlenmeyers;
· Buretas;
· Acetato de etila;
· Acetona;
· Água destilada.
4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1. No erlenmeyer de número 1, colocar 3,0 mL de acetato de etila e adicionar 22 mL de água. Adicionar acetona por intermédio de uma bureta até a mistura torna-se límpida (apresentar uma única fase). Anotar os volumes de acetona gastos.
4.2. Repetir esse procedimento para os demais frascos obedecendo às quantidades iniciais da tabela abaixo:
	Acetato de Etila
(mL)
	Água destilada
(mL)
	Acetona
(mL)
	3,0 
	22,0
	
	12,0
	5,5
	
	24,0
	9,0
	
	5,0
	15,0
	
	5,0
	10,0
	
	20,0
	5,0
	
5. TRATAMENTO DOS DADOS
Em um diagrama triangular (construído em papel milimetrado), locar os valores obtidos para as três substâncias (em porcentagem).
Após a locação dos pontos, traçar a curva de solubilidade água-acetato de etila-acetona.
PRÁTICA (6)
ADSORÇÃO DE SUBSTÂNCIAS
1. OBJETIVO
Estudar a adsorção do ácido acético existente em soluções aquosas pelo carvão ativado em função da concentração do ácido na solução e determinar as constantes de adsorção da isoterma de Freϋndlich.
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A relação entre a quantidade de substância adsorvida por um adsorvente e a pressão do gás ou a concentração da solução no equilíbrio, a uma dada temperatura, é denominada isoterma de adsorção.
As isotermas que apresentam forma assintótica podem ser descritas por diferentes equações, sendo que uma delas é a de Freundlich, cuja relação matemática é:
17
Onde é a massa da substância adsorvida (X) por unidade de massa do adsorvente (m), C é a concentração da solução no equilíbrio, K e n são as constantes características do adsorvente e do soluto, a uma dada temperatura.
Tomando-se o logaritmo da expressão (1) obtém-se a equação:
18
Portanto, as constantes K e n podem ser calculadas por meio do gráfico versus o ln C.
3. REAGENTES E EQUIPAMENTOS
· Erlenmeyer.
· Rolhas.
· Bureta.
· Pipeta.
· Funil.
· Papel de filtro.
· Carvão ativado.
· Soluções aquosas de:
a) Ácido acético (0,4 mol/L)
b) Hidróxido de sódio (0,05 mol/L)
· Solução alcoólica de fenolftaleína.
4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1. Colocar, com auxílio de buretas, em seis erlenmeyers numerados e contendo cada um 5 g de carvão ativado e pulverizado, os volumes de ácido acético e água de acordo com a tabela abaixo:
	Frasco
	Volume de ácido acético
(mL)
	Volume de água
(mL)
	1
	50,0
	0
	2
	35,0
	15,0
	3
	25,0
	25,0
	4
	15,0
	35,0
	5
	8,0
	42,0
4.2. Arrolhar os frascos e agitar cada mistura durante 5 a 8 minutos, tendo o cuidado de mantê-lo à temperatura ambiente, evitando aquecê-los com as mãos.
4.3. Filtrar as soluções para erlenmeyers numerados.
4.4. Pipetar 10 mL do filtrado do frasco de número 1 e titular com hidróxido de sódio usando como substância indicadora a fenolftaleína.
4.5. Titular também os outros filtrados, sendoalíquota de 10 mL do frasco (2) e 15 mL dos frascos 3, 4, 5 e 6.
Obs.: As alíquotas provenientes do frasco 5 será titulada com a solução de hidróxido de sódio mais diluída.
5. TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS
Calculam-se as concentrações, em gL-1, do ácido acético (massa molar = 60 g mol-1) nas soluções do item (1) que foram adicionadas sobre o carvão, consideradas iniciais, e nas soluções obtidas por filtração, depois de atingido o equilíbrio. 
A partir destes dados, calcula-se a quantidade, X, de ácido acético adsorvido de 50 mL de cada solução em contato com 5 g de carvão (m) encontrando assim a razão .
Com os valores de e as concentrações de equilíbrio, C, constroem-se os gráficos:
(1) versus C 
(2) versus ln C.
No gráfico obtido em (1) é obtido à curva de adsorção e no gráfico obtido em (2) podem ser calculadas as constantes K e n por meio do coeficiente angular e linear. 
MODELO DE RELATÓRIO PARA AS PRÁTICAS DE FÍSICO-QUIMICA II
UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO
CENTRO TECNOLÓGICO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
TÍTULO: (da prática)
DATA: (da prática)
ALUNO:
MATRÍCULA:
CURSO:
1. OBJETIVO: (faça uma frase ou parágrafo explicando a finalidade do experimento e os objetivos procurados).
2. INTRODUÇÃO: (faça uma breve discussão relacionando o experimento e o assunto no qual ele está contido).
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
3.1 Reagentes e soluções (relacione os reagentes utilizados. No caso de ser usada alguma solução especial, sua preparação deve ser descrita concisa e claramente, de modo a que um leitor possa prepará-la a partir de suas anotações).
3.2 Aparelhagem ou equipamento especial: (não relacione material comum de laboratório tal como, balança, termômetro, vidraria, etc.).
3.3 Procedimento: (sempre que possível forneça o máximo de informações para que possibilite a um leitor a repetição da prática a partir de suas informações).
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO: (coloque os seus resultados e discuta-os).
5. CONCLUSÕES: (as conclusões devem ser baseadas nos dados por você obtidos no laboratório. Caso não seja possível tirar nenhuma conclusão não as invente).
6. REFERÊNCIAS: (enumere as referências e cite-as, caso elas tenham sido usadas em alguma parte da prática ou na confecção do relatório).
7. PROBLEMAS: (se for dado algum problema ou feita alguma pergunta, resolva-o ou responda-a neste item).
8. OBSERVAÇÕES:
· Seja tão breve quanto possível, consistente e claro.
· Mostre todos os cálculos.
· Escreva claramente.
Os relatórios deverão ser entregues uma semana após a prática, exceto, sob consentimento do professor. A não observância deste item acarretará diminuição na nota ou conceito atribuído ao relatório.
9. ERROS
De acordo com o Prof. Horácio Macedo, em seu dicionário de Física, ERRO é definido como sendo "a medida da semi-amplitude do intervalo onde, se espera, esteja contido, com um grau de confiabilidade razoável, o valor de uma grandeza". Por exemplo, dizer-se que a velocidade da luz é igual a 2,997925x108 m/s, com um erro de 3x102 m/s, significa que, se espera, esteja compreendida no intervalo que vai de 2,997922x108 m/s a 2,997928x108 m/s. Existem vários tipos de erros. 
Relembremos somente os conceitos de erro absoluto e erro relativo.
9.1 ERRO ABSOLUTO: Numa medida expressa na forma 7,25 ± 0,03, o valor ± 0,03 representa o erro sobre o valor absoluto da medida. Esse erro independe do valor absoluto da medida.
9.2 ERRO RELATIVO: Definido como sendo a fração do erro cometido na medida, ele depende do valor absoluto da medida. Ex.: Sejam as seguintes medidas: 7,35 ± 0,03 e 73,5 ± 0,03; Os erros absolutos são os mesmos, porém os relativos são, respectivamente, 0,03 / 7,35 = 0,4 % e 0,03 / 73,5 = 0,04 %.
Outro exemplo: suponha que em uma dada titulação gastaram-se respectivamente, 4,35 mL e 43,5 mL de uma substância, e que a titulação fora realizada com uma bureta de 50 mL, com divisões de 0,1 mL. Tal como no caso anterior, os erros absolutos são os mesmos, ou seja, 0,05 mL, porém os erros relativos respectivos são: 0,05 / 4,35 = 1,15 % e 0,05 / 43,5 = 0,115%.
10. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Em matemática 12 é igual a 12,00. Entretanto, nas ciências experimentais 12 não é necessariamente o mesmo que 12,00. Por exemplo, quando um químico escreve que a massa de um composto é 12 g, ele quer dizer que esta massa está dentro dos limites de 11 a 13 g. Quando escreve 12,00 g, está indicando que a massa se encontra entre 11,99 e 12,01 g.
Os algarismos necessários para expressar o resultado de um experimento, com a mesma precisão que as medidas efetuadas, são chamados ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS. Por exemplo, ao escrever que à distância entre dois pontos é 14,00 cm ou 0,0001400 km, tem-se sempre quatro algarismos significativos. 
Observe que os zeros que precedem o algarismo 1 não fazem parte dos algarismos significativos, por que servem apenas para indicar a posição da vírgula. Os dois zeros colocados após o algarismos 1 e 4 são significativos pois indicam que a medida foi feita com precisão de um décimo de milímetro. 
Desse modo, não é o número de algarismos depois da vírgula que permite aquilatar a precisão da medida, mas sim o número de algarismos significativos. Assim sendo, o erro efetuado numa medida depende antes de tudo, da escala do instrumento com o qual a medida foi efetuada. Outro exemplo, se o comprimento de um objeto for determinado com uma régua cujas dimensões são de 1,0 mm, a precisão da medida será de 0,5mm. Finalmente, se a divisão da escala for menor ainda, por exemplo, 0,01 mm, o erro será de 0,005mm.
Em geral, deseja-se saber até quando efetuar uma operação matemática para encontrar a resposta de um problema, ou até que casa decimal deve-se efetuar a pesagem de uma amostra. Para elucidar esta dúvida, necessita-se saber o conceito de ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS, bem como a PRECISÃO dos aparelhos e instrumentos utilizados em seu trabalho.
Vejamos algumas convenções de uso comum.
a) Quaisquer algarismos / dígitos que representem um valor medido, razoavelmente, devem ser considerados significantes.
Exemplo - O diâmetro da terra é 12.753 km. Quantos algarismos significativos existem neste número? Resposta - 5. O último algarismo [3] é o primeiro dígito "INCERTO". Na realidade o diâmetro deveria ser escrito 12.753 ±1 km.
b) zeros podem ou não ser significativos. se o zero for utilizado para posicionar a vírgula de um número decimal, ele não será significante, se, no entanto, representar uma quantidade medida, então será significante.
Exemplos - Na expressão 2,54 mm, 0,254 cm, 0,00254 m, 0,00000254 km, algum dos zeros é significante? Resposta: Não.
c) Em números apresentados na notação exponencial m x 1on todos os dígitos de "m" são significativos.
Exemplo - Quantos algarismos significativos existem nos números 2x103, 1,25x105, 100x105 e 100x100? Resposta: um, três, três e três.
REFERENCIAS
1. CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. São Paulo: LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. 2007. 527 p. 
2. BALL, D.W. Físico-Química. São Paulo: Pioneira Thonsom Editora. V.1. 2005. 450 p.
3. MORTIMER, R.B. Physical-Chemistry. San Diego: Elsevier Academic Press Editor. 3 rd ed. 2003. 1385 p.
4. MOORE, W.J. Físico-Química. São Paulo: Edgar Blucher. V.1. 4 ed. 1980. 396 p. 
5. ATKINS, P; DE PAULA, J. Físico-Química. Oxford University Press. V.1. 7 ed. 2006. 575 p.
6. ATKINS, P; DE PAULA, J. Físico-Química: Fundamentos. Oxford University Press.. 1 ed. 2006. 575 p.
7. DANIELS, F. Experimental Physical Chemistry. Mc-Graw-Hill. p. 144 a 149.
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9. ARAÚJO, J. M. A. Química de Alimentos. Viçosa: UFV, 2004. 478 p.
10. CISTERNAS, J. R.; VARGA, J.; MONTE, O. Fundamentos de Bioquímica Experimental. São Paulo: Atheneu, 2001. 276 p.
11. MACEDO, G. A. et al. Bioquímica Experimental de Alimentos. São Paulo: Varela, 2005. 187 p.
12. SOUSA, E.; MIRANDA-PINTO, C. O. B. Manual de TrabalhosPráticos de Físico-Química. Minas Gerais: UFMG, 2006. 135 p.
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