Apostila FQ EXP II - Curso de engenharia química 2015/2 UFPR

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CQ 051 2015-2 Izabel Riegel-Vidotti 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ 
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
 
 
Roteiro de aulas da disciplina CQ 051 
Resp. Profa. Dra. Izabel Cristina Riegel-Vidotti 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curitiba 
2015/2 
CQ 051 2015-2 Izabel Riegel-Vidotti 
 
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CQ 051 – FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
CRONOGRAMA DE AULAS – 2º semestre de 2015 
Curso: Engenharia Química 
Prof: Izabel Cristina Riegel-Vidotti (iriegel@gmail.com) 
AULAS DATA ASSUNTO 
01 03/08 Apresentação da disciplina. 
02 10/08 1. Apresentação das vidrarias e principais 
equipamentos; Manipulação de reagentes; 
Procedimentos em titulação – uso da bureta; 
Cálculo e preparo de soluções. 
03 17/08 2. Tensão Superficial: método da gota e 
ascensão capilar. 
 24/08 Greve 
 31/08 Greve 
 07/09 Feriado 
 14/09 Greve 
 21/09 Greve 
 28/09 Greve 
04 05/10 
 
3. Isoterma de Gibbs 
4. Concentração micelar crítica - condutividade 
 
 
 12/10 (feriado) 
05 19/10 
06 26/10 
 02/11 (feriado) 
07 09/11 
08 16/11 5. Adsorção 
6. Diagrama de fases ternário 09 23/11 
10 30/11 
11 07/12 
12 14/12 Avaliação escrita 
13 
Horário extra a combinar 
Seminário 1 
14 Seminário 2 
15 EXPERIMENTO LIVRE 
16 EXPERIMENTO LIVRE 
 21/12 (concordância de todos) Exame Final 
- O jaleco e o roteiro da prática são de uso obrigatório no laboratório, assim como o uso de calças compridas e 
sapato fechado; 
- Entrada no Lab.: máx. 5 min. de tolerância; 
- Cada experimento será executado em duas aulas consecutivas; 
-Ao final de cada aula, os resultados brutos deverão ser entregues à professora. 
 
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CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO 
 
Os alunos serão avaliados pelo material entregue no pré-relatório, pelo desempenho nas aulas experimentais, 
pela qualidade da apresentação dos resultados e relatórios completos, pela apresentação dos seminários e pela 
avaliação escrita. 
A nota final será obtida pela seguinte equação: 
 
Nota Final (NF)= 0,5 NR + 0,3 NS + 0,2 NA 
 
Se NF70, o aluno será considerado aprovado. 
 
NR: nota dos relatórios. Esta nota será atribuída considerando os RESULTADOS das práticas, que deverão ser 
entregues na aula imediatamente posterior ao término da prática (com tabelas, cálculos e gráficos). Ainda, serão 
entregues três relatórios completos no semestre (Introdução, Experimento, Resultados e Conclusão). Dois deles 
deverão ser entregues nos dias dos respectivos seminários e um corresponderá ao Experimento Livre. Esta nota 
será atribuída ao grupo. 
NS: nota do seminário. Esta nota será atribuída individualmente de acordo com o desempenho do aluno na 
apresentação dos seminários (dois no semestre). 
NA: nota da avaliação. Corresponderá à nota obtida na avaliação escrita individual (uma avaliação). 
 
Obs: Pré-relatório: deverá ser entregue no início da primeira aula do experimento. É obrigatório para o grupo 
assistir à aula. 
 
EXAME FINAL: Consistirá de um exame prático. O conteúdo será sorteado no dia do exame, entre os assuntos 
vistos em aula. 
 
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EXPERIÊNCIA 01 – PROCEDIMENTOS GERAIS EM LABORATÓRIO 
 
 
1) Apresentação das vidrarias e principais equipamentos; 
2) Manipulação de reagentes (preparo e descarte de resíduos); 
3) Procedimentos em titulação – uso da bureta; 
4) Cálculo e preparo de soluções de concentração conhecida; 
5) Análise dos números obtidos. 
 
Exercício: (para entregar ao final da aula – por grupo) 
Cálculo e preparo de soluções: 
A) Completar a tabela abaixo; B) Demonstrar os cálculos; C) Descrever o procedimento em detalhes, D) 
Preparar uma das soluções da Tabela 1 (escolha do grupo). 
Preencha a Tabela abaixo, sabendo que a concentração da solução estoque é 0,1 mol.L
-1
. 
Tabela 1 – Resultados experimentais. 
Solução Vestoque (mL) Vfinal (mL) Cfinal (mol.L
-1
) 
1 100 0,085 
2 10 50 
3 20 0,080 
 
 
 
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EXPERIÊNCIA 02 - TENSÃO SUPERFICIAL 
ASCENSÃO CAPILAR E MÉTODO DA GOTA 
 
2.1 ASCENSÃO CAPILAR 
 
A tendência de líquidos ascenderem nos tubos capilares é uma consequência da tensão superficial () 
entre as fases, que pode ser correlacionada com a ascensão capilar, h, da seguinte forma: 
 
 
Figura 1. Diagrama esquemático da ascensão 
capilar de um líquido molhante. P a diferença de 
pressão entre superfícies curvas e r o raio de 
curvatura da interface 
;
2 /
r
P
aguaar

 
P a diferença de pressão entre superfícies curvas 
e r o raio de curvatura da interface 
Ainda, 
hgP aragua  )( 
, então, no 
equilíbrio, igualando as duas equações e tomando 
um capilar estreito sendo r=R (raio do capilar), fica: 
2
hgR 



 
Obs.: g = 9,77 m/s
2
 em Curitiba) 
 
Experimento 
1 – Lave bem uma régua pequena e um tubo capilar e seque-os. Para secar o capilar, use um pissete vazio. 
2 – Coloque certa quantidade de água no béquer e mergulhe nele uma régua. 
3 – Mergulhe a ponta do capilar na água e junte-o à escala da régua. Verifique se o capilar está limpo por 
dentro abaixando-o e elevando-o sempre com a ponta mergulhada. O nível do líquido dentro do capilar deve 
sempre recuperar a posição original. 
4 – Meça a diferença das alturas do líquido no béquer e do menisco no capilar. Faça pelo menos 3 medidas. 
5 – Repita o procedimento para os outros líquidos. 
6 – Calcule o raio do tubo capilar pela altura de ascensão capilar, pela Eq. 1, com o valor conhecido da 
tensão superficial da água. 
7 – A partir do valor do raio encontrado no item anterior, calcule a tensão superficial das amostras (Eq. 1), 
completando a Tabela 1. 
Tabela 1 – Resultados experimentais. Raio do capilar (m):______ 
Líquido h / m kg.m-3 mm-1(exp) mm-1(ref) Erro relativo 
Butanol 
Etanol 
 
 
 
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2.2 MÉTODO DA MASSA DA GOTA 
 
 A tensão superficial é calculada pela equação, 
fazendo Fa=Fd: 
 (Lei de Tate) (1) 
onde: Vi é o volume de uma gota ideal, Ré o raio do tubo, e 
g é a aceleração da gravidade. 
 
 
Na prática, o peso da gota obtido é sempre menor que o peso da gota ideal. A razão disto é que 
somente a porção mais externa da gota é que alcança a posição de instabilidade e cai. Perto de 40% do 
líquido que forma a gota permanece ligado ao tubo. 
Para corrigir o erro causado pelo fato da gota não se desprender de forma esférica, introduz-se na 
equação (1) o fator de correção f: 
 (2) 
Assim: 
 
 
 
 (3) 
 
Materiais 
Soluções de n-butanol; 
Copos plásticos para pesagem; 
Bureta. 
 
Procedimento Experimental 
Parte I – Cálculo do raio do capilar 
 
A) - Inicialmente, pese um copinho plástico. Coloque de 5 a 10 mL de água destilada numa bureta. Conte o 
número de gotas que vertem em aproximadamente 2,0 mL de água deixando as gotas cair nesse copinho. 
Anote o volume gasto exatamente. 
OBS.: Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
B) - Pese o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
C) - Repita o procedimento mais duas vezes e calcule o valor médio da massa de uma gota (expresse a 
massa de uma gota em kg). Verifique a temperatura.D) - Calcule o valor de r.f usando a equação (3). 
E) - Preencha os dados da Tabela 1 abaixo. 
 
 
 
 
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Tabela 1 – Resultados do líquido padrão (água). ; T = ______ 
Água N
o
 de gotas Massa das 
gotas 
(kg) 
Massa de 
uma gota 
(kg) 
r.f 
1 
2 
3 
Média±desvio 
 
Parte II – Tensão superficial do n-butanol 
 
A) - Pese um copinho e coloque um pouco de amostra numa bureta (cerca de 5 mL). Conte o número de 
gotas em 1,0 – 2,0 mL de amostra deixando as gotas cair nesse copinho. Anotar a temperatura. OBS.: 
Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
B) - Pese novamente o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
C) - Repita o procedimento mais duas vezes. 
D) - Complete a Tabela abaixo de forma a calcular a tensão superficial como a média de pelo menos duas 
medidas. Tome o valor de r.f do experimento anterior. 
 
Tabela 2 – Resultados do líquido problema (butanol). 
T = ______ (Ref:___________) r.f= ________ 
 
Liquido N
o
 de gotas Massa das 
gotas 
(kg) 
Massa de 
uma gota 
(kg) 
 
1 
2 
3 
Média±desvio 
 
 
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EXPERIÊNCIA 03 - TENSÃO SUPERFICIAL 
ISOTERMA DE GIBBS 
Determinação de excesso superficial e da área de superfície 
 
 
3.1 Introdução 
Um dos métodos utilizados para medir a tensão superficial é o método da massa da gota. Esse método, 
assim como todos aqueles que envolvem separação de duas superfícies, depende da suposição de que o 
perímetro do capilar, multiplicada pela tensão superficial é a força que mantém juntas as duas partes de 
uma coluna líquida. Quando esta força está equilibrada pela massa da porção inferior, a gota se desprende. 
É sabido que na superfície de soluções, os valores das propriedades termodinâmicas podem ser 
diferentes dos valores no seio das soluções. Em particular, a própria concentração da solução pode ser 
maior ou menor em uma estreita faixa junto à superfície do que em relação ao seio da solução. Se a 
concentração é maior diz-se que a superfície “adsorve“ moléculas do soluto. 
Quando um soluto baixa a tensão superficial de um líquido, diz-se que o soluto é positivamente 
adsorvido (tensoativo) porque as camadas superficiais da solução são enriquecidas neste soluto. 
Analogamente, diz-se que quando um soluto aumenta a tensão superficial de um líquido, o soluto é 
negativamente adsorvido na superfície (tensoiônico). 
Para estudar esse fenômeno, define-se o excesso superficial  (ou concentração superficial em 
excesso), dada em mol.m
-2
, que representa a quantidade de matéria de soluto em excesso na superfície 
(quando comparado ao seio da solução), por unidade de área de superfície. 
J. W. GIBBS derivou a seguinte relação entre essa propriedade e a tensão superficial das soluções: 
ad
d
RT ln
1 

 (1) 
onde,  é a tensão superficial da solução e a é a atividade do soluto no seio da solução. 
Segundo essa relação, precisamos conhecer como varia a tensão superficial com a atividade das 
soluções para calcular o excesso superficial. Em soluções diluídas, podemos considerar a atividade igual 
ao valor da concentração (a = c). Assim, num gráfico de tensão superficial versus ln c, acha-se, em uma 
determinada concentração, a inclinação da reta tangente à curva e aplica-se o valor na equação (1) para o 
cálculo de . 
O valor de  pode variar com a concentração e, geralmente, aumenta quando essa última aumenta. O 
aumento de  com c geralmente tem um limite. Muitos solutos orgânicos tendem a se acumular fortemente 
na superfície das soluções, atingindo uma saturação onde se forma um filme unimolecular de moléculas de 
soluto “adsorvidas“. A partir dessa situação, o aumento dessa concentração c não provoca mais um 
aumento na concentração superficial, que se torna constante. Segundo a Equação (1), um valor constante 
de  significa uma derivada d/dlnc constante, o que por sua vez indica que a partir de uma concentração c 
limite, o gráfico  versus ln c (Fig 1a) deve ser uma reta. 
A área ocupada por uma molécula (m
2
.molécula
-1
) pode ser dada pela seguinte fórmula: 
 


AN
1
A
 onde NA é o número de Avogadro (2) 
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3.2 Materiais 
Soluções de n-butanol; 
Copos plásticos para pesagem; 
Bureta de 25 mL; 
1 becker 50 mL; 
3 balões de 25 mL; 
1 micropipeta de 100 µL. 
 
3.3 Procedimento Experimental 
Parte I – Cálculo do raio do capilar 
 
A) - Inicialmente, pese um copinho plástico. Coloque de 5 a 10 mL de água destilada numa bureta. Conte o 
número de gotas que vertem em aproximadamente 2,0 mL de água deixando as gotas cair nesse copinho. 
Anote o volume gasto exatamente. 
OBS.: Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
B) - Pese o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
C) - Repita o procedimento mais duas vezes e calcule o valor médio da massa de uma gota (expresse a 
massa de uma gota em kg). Verifique a temperatura. 
D) - Calcule o valor de r.f usando a equação (3) da página 6. 
E) - Preencha os dados da Tabela 1 abaixo. 
 
Tabela 1 – Resultados do líquido padrão (água). ; T = ______ 
Água N
o
 de gotas Massa das 
gotas 
(kg) 
Massa de 
uma gota 
(kg) 
r.f 
1 
2 
3 
Média±desvio 
 
 
 
Parte II – Tensão superficial de soluções de n-butanol 
 
A) - Inicialmente, prepare as soluções indicadas para a sua bancada a partir das soluções-estoque 
disponíveis no laboratório. 
B) - Pese um copinho e coloque um pouco de amostra numa bureta (cerca de 5 mL). Conte o número de 
gotas em 1,0- 2,0 mL de amostra deixando as gotas cair nesse copinho. Anotar a temperatura. 
OBS.: Deve-se gotejar lentamente e proteger o sistema de correntes de ar. 
C) - Pese novamente o copinho com as gotas e calcule a massa de uma gota. 
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D) - Repita o procedimento mais uma vez. Lave a bureta com água destilada e faça o experimento para 
outra concentração. 
E) - Complete a Tabela abaixo de forma a calcular a tensão superficial como a média de 2 medidas para 
todas as amostras (valores não distantes de mais de 3%). Tome o valor de r.f do experimento anterior. 
 
Tabela 2 – Resultados do líquido problema (butanol). T = ____ (Ref:_____) 
[ButOH] mol 
L
-1
 
0,005 0,01 0,02 0,04 0,1 0,20 0,5 0,6 0,70 0,8 0,85 
N
o
 gotas 
m / kg 
 / mN.m-1 
 
F) - Construa um gráfico de  (mN.m
-1
) versus ln [ButOH] (mol.m
-3
). Procure na literatura como é o formato 
da curva esperada. Calcule o coeficiente angular da porção intermediária da curva. 
G) – Determine  através da equação da isoterma de Gibbs: 
H) - Determine a área (em Å
2
) ocupada por uma molécula de n-butanol. 
I) Ao final do experimento, entregue os resultados das Tabelas 1 e 2 bem como os valores de  e 
área/molécula para a professora. 
Observação: atenção à aplicação das unidades corretas nas fórmulas. Lembre-se que 1 J = 1 N.m. 
Na equação (1) o coeficiente angular tem unidades de N.m
-1
. 
 
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EXPERIÊNCIA 04 – DETERMINAÇÃO DA CMC POR MEDIDAS DE CONDUTIVIDADE 
(EFEITOS DA FORÇA IÔNICA E TEMPERATURA) 
 
4.1 Introdução 
No caso de sistemas coloidais, um dos índices mais importantes no estudo de relativo à sua 
caracterização, é a determinação da concentração micelarcrítica (CMC). Essa concentração é a 
concentração mínima de soluto que permite a formação de micelas. Para a detecção da CMC, deve-se 
acompanhar a evolução de alguma propriedade característica da solução, como tensão superficial ou 
condutividade, com a concentração. No momento da formação das micelas, há uma brusca descontinuidade 
na variação das propriedades. 
Como as micelas não são tensoativas, após a CMC, a tensão superficial do sistema mantém-se 
aproximadamente constante. Cumpre ressaltar que a constituição das micelas não é estática; ao contrário, 
elas estão em constante reorganização. 
 
4.2 Materiais 
Agitador magnético (com aquecimento) e barra; 
1 Bureta de 25 mL; 
2 béqueres de 100 mL; 
1 pipeta de 10 mL; 
Condutivímetro; 
1 Termômetro; 
Soluções aquosas de NaCl (5 mmol L
-1
), NaCl (5 mmol L
-1
)/ SDS (40 mmol L
-1
) e SDS (40 mmol L
-1
). 
Obs: SDS – surfactante aniônico denominado dodecil sulfato de sódio (ou lauril sulfato de sódio). 
Dica: Para esse experimento é muito importante que o grupo acompanhe as alterações de condutividade 
com a construção simultânea do respectivo gráfico. 
 
4.3 Procedimento Experimental 
A) – Adicione 30 mL de água destilada em um dos béqueres e meça a temperatura e a leitura de sua 
condutividade, anote esse valor e considere como sendo 0. 
B) – Preencha a bureta com a solução aquosa de SDS, e adicione sucessivamente alíquotas de 0,5 mL (até 
uma concentração final de no mínimo 10 mmol.L
-1
). Após cada adição, aguarde a estabilização da leitura da 
condutividade, anote esse valor e encontre o valor correspondente da concentração de SDS na solução. 
Um modelo de tabela está mostrado a seguir. A agitação deve ser suave para evitar a formação de bolhas. 
C) – Para cada concentração de SDS, encontre o valor correspondente da condutividade normalizada (N), 
através de  / 0, sendo  o valor de condutividade obtida após cada adição Graficamente, plote o valor de 
N (eixo y) pela concentração de SDS (eixo x), e observe o gráfico obtido. 
D) – Repita os procedimentos (etapas A a C), porém, adicionando a solução de NaCl no béquer (etapa A) e 
solução NaCl / SDS na bureta (etapa B). 
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E) – Repita os procedimentos (A a C), porém, em outras duas temperatura (por ex. 35 
o
C e 45 
o
C, 
aproximadamente). Atenção: Esse experimento deve ser realizado utilizando apenas água destilada. A 
temperatura precisa ser constante ao longo de todo o experimento. 
F) – Compare os gráficos obtidos e discuta a variação da CMC a partir da alteração da força iônica e da 
temperatura. 
G) - Ao final do experimento, entregue os dados da Tabela 1 para o sistema SDS/água (duas temperaturas) 
e SDS/NaCl e os correspondentes gráficos. Identifique claramente a temperatura em que os dados foram 
coletados e o valor estimado da CMC para cada temperatura. 
Para próxima aula: entregar as três tabelas e os três gráficos com a CMC assinalada. 
 
Tabela 1. Dados experimentais. Temperatura:_____ 
Volume adicionado Condutividade () N [ ] / mmol L
-1
 
0 mL 0 = 1 0 
 
 
 
 
 
TÓPICOS DE ESTUDO: 
1. Condutividade de soluções. 
2. Concentração micelar crítica; Efeito da temperatura. 
3. Força iônica (no relatório, calcule o valor da força iônica da solução de NaCl). 
 
 
 
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EXPERIÊNCIA 05 – ADSORÇÃO 
ÁCIDO ACÉTICO EM CARVÃO ATIVADO 
 
5.1 Introdução 
Adsorção é o acúmulo de uma substância numa interface, que é a superfície ou região limítrofe entre 
duas fases. O caso mais comum é quando uma das fases é um sólido, e a outra líquida ou gasosa. A 
adsorção se processa com liberação de calor, denominado calor de adsorção (Hads). Conforme a 
magnitude do Hads, a adsorção pode ser diferenciada entre fisiosorção e quimiosorção. O fenômeno de 
adsorção, em alguns casos, pode ser um processo reversível, ou seja, parte da substância que foi adsorvida 
pode, por diluição, ser dessorvida, até que se estabeleça um novo estado de equilíbrio. A adsorção é um 
processo exotérmico. 
A espécie química que fica adsorvida sobre a superfície de um material recebe o nome de adsorvato. 
Para o caso de adsorção sobre superfícies sólidas, o sólido recebe o nome de substrato ou adsorvente. A 
quantidade de matéria adsorvida depende da sua natureza e concentração do adsorvato, da natureza do 
adsorvente e da temperatura. Normalmente, os substratos são sólidos com partículas porosas. 
O carvão ativo é um exemplo de substrato que encontra diversas aplicações graças à sua habilidade em 
adsorver quase todo tipo de substâncias orgânicas, metais e íons. Por isso, é amplamente empregado para 
a remoção moléculas que causam odor, sabor ou são tóxicas. 
 As isotermas de adsorção são funções que relacionam o número de moléculas adsorvidas (nads), a uma 
certa temperatura, e a concentração em solução da molécula a ser adsorvida (c), ou seja, nads = f (T,c), e 
são úteis para obter outras propriedades termodinâmicas, como a área superficial do substrato. 
Para o caso da adsorção em solução, as duas principais classes de isoterma estão representadas na 
Figura 1. A isoterma de Langmuir tende a um limite de adsorção, que podemos interpretar em termos de um 
recobrimento completo da superfície por uma quantidade nmax de adsorvato (uma monocamada). Este tipo 
de isoterma é típico de superfícies homogêneas. Para o caso de superfícies heterogêneas, a isoterma de 
adsorção não apresenta um limite claro de adsorção em monocamada, tem-se então a isoterma de 
Freundlich. 
 
Figura 1 – Isotermas de Langmuir e Freundlich 
 
Uma derivação simples da expressão da Isoterma de Langmuir é feita a seguir. 
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Considerando que o processo de adsorção do gás A sobre uma superfície pode ser representada pela 
equação: 
A(g) + S AS 
onde S é a posição vazia na superfície do sólido (sítio ativo) e AS representa a molécula adsorvida. A 
constante de equilíbrio pode ser escrita como: 
Px
x
K
S
AS
 
onde: xAS é a fração das posições na superfície que estão ocupadas, isto é, xAS=; xS é a fração das 
posições livres, isto é, xS=1-; e P é a pressão do gás. Pode-se então escrever, 
P
K
)1( 



 
ou seja:, 




1
KP
 
que rearranjando em termos de , a equação fica: 
KP
KP


1

 (1) 
que é a expressão da isoterma de Langmuir. 
Para o caso de adsorção em solução, a isoterma continua válida, devendo-se somente substituir P, 
pressão do gás, por c, a concentração em mol.L
-1
 do soluto na solução em equilíbrio. 
Pode-se escrever ainda que 
 Pode-se escrever ainda que 
maxn
n

 
onde n = quantidade de mols de moléculas adsorvidas por grama de sólido e nmax = quantidade de mols de 
moléculas de soluto por grama de sólido necessários para formar uma monocamada sobre a superfície. 
Então: 
c.K1
c.K
n
n
max 

 (2) 
e rearranjando tem-se: 
maxmax n
c
n.K
1
n
c

  
cKnnn
1
.
)(
111
maxmax

 (3) 
que é a forma mais usual da isoterma de Langmuir. 
 Pode-se substituir na equação acima o n (número de mols) por m (massa) ou P (pressão). 
Dessa expressão tem-se que quando a isoterma de adsorção de Langmuir representa de um modo 
adequado um processo de adsorção, então um gráfico de 1/n versus 1/c (onde c = concentração em 
equilíbrio) deverá resultar numa reta, cujo coeficiente angular será igual a 1/(K.nmax), e o coeficiente linear 
será igual a 1/nmax. 
 Conhecendo nmax e sabendo , a área ocupada por uma molécula adsorvidana superfície do sólido, 
a área superficial do sólido, dada em m
2
 por grama de sólido (área específica), será: 
K
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A = nmax NA , (4) 
onde NA é o número de Avogadro. 
A Isoterma de Freundlich falha para altas concentrações de adsorvato. Assume-se que a adsorção 
ocorra em multicamadas e em superfícies heterogêneas. Matematicamente, assume uma distribuição 
logarítmica de sítios de adsorção, que é uma suposição válida somente quando não há fortes interações 
entre as moléculas de adsorvato (não quimiossorção, por ex.), e é dada por: 
nads = k.c N (5) 
onde nads é a quantidade de moléculas adsorvidas por grama de sólido em equilíbrio com uma solução de 
concentração c; k e N são constantes que dependem da natureza do soluto, do solvente, do adsorvente e 
da temperatura. A expressão anterior equivale a: 
log nads = log k + N log c (6) 
 Assim, um sistema que está de acordo com a isoterma de Freundlich, pode ser representado 
por um gráfico linear de log nads versus log c onde c = concentração em equilíbrio. 
 
5.2 Materiais 
4 erlenmeyers de 125 mL; 
1 bureta de 25 mL; 
1 espátula; 
agitador magnético e barra; 
1 proveta 50 mL; 
funil e papel filtro; 
4 balões volumétricos de 100 mL; 
Solução de ácido acético (solução estoque, 0,5 mol L-1, anotem o valor da concentração padronizado); 
soluções de hidróxido de sódio 0,01 e 0,1 mol L-1 (idem anterior), fenolftaleína e carvão ativo. 
Obs.: – O processo de ativação do carvão consiste no aquecimento do mesmo em estufa a 200
o
C 
durante 1,5 horas. 
 
5.3 Procedimento Experimental 
A) – Prepare em balões volumétricos as soluções diluídas de ácido acético a partir da solução estoque, 
de acordo com a Tabela 1 (em duas etapas, os balões devem ser lavados e reutilizados para realizar as 
outras soluções). Não se esqueça de completar o volume com água destilada e de calcular o valor da 
concentração das soluções diluídas. 
B) – Pese diretamente nos erlenmeyers aproximadamente 0,5 gramas de carvão ativo (ANOTEM 
EXATAMENTE A MASSA EMPREGADA). Adicione a respectiva solução de HAc. 
C) – Mantenha as misturas acima em agitação por 10 minutos. 
D) – Filtre as misturas (funil + papel de filtro) e descarte os 10 mL iniciais como precaução contra 
adsorção do ácido pelo papel de filtro. 
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16 
E) – Retire alíquotas de 10 mL do filtrado em erlenmeyer, adicione aproximadamente 30 mL de água, 2 
gotas de fenolftaleína e titule com solução padronizada de NaOH. Repita o procedimento 2 vezes. Não 
lavar a vidraria com sabão! 
F) – Preencha a Tabela 1 e use os dados experimentais para construir as isotermas de Langmuir e 
Freundlich. 
G) – Calcule a área superficial, em m
2
 g
-1
, de carvão ativo. Assuma que uma molécula do ácido acético 
possui área de 21 Å
2
. 
H) – Ao final do experimento fornecer os dados da Tabela 1 para a professora. 
 
Tabela 1 – Condições experimentais 
Sistema (HAc / carvão) 1 2 3 4 5 6 7 
Solução estoque (mL) 15,0 10,0 5,0 3,0 2,0 1,5 1,0 
Massa de carvão ativo (g) 
[HAc] inicial (mol.L
-1
) 
Vol. médio de NaOH gasto (mL) 
[HAc] equilíbrio (mol.L
-1
) 
n ads (mol.g
-1
) 
 
TÓPICOS DE ESTUDO: 
1. Isotermas de Langmuir e Freundlich; 
2. Processos adsortivos sobre substratos sólidos; 
3. Construção de gráficos e estudo sobre os coeficientes angular e linear. 
4. Fatores termodinâmicos de adsorção. 
 
 
 
 
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17 
EXPERIÊNCIA 06 – DIAGRAMA DE FASES TERNÁRIO 
 
6.1 Introdução 
De acordo com a regra das fases de Gibbs, quando se observa uma única fase em um sistema de três 
componentes, os graus de liberdade são 4. Portanto, para descrevê-lo completamente, deveremos fixar 4 
das 5 variáveis do sistema (T, p e as concentrações de cada um dos três componentes). Como os gráficos 
de tantas variáveis são muito difíceis de interpretar, a estratégia é manter algumas das variáveis constantes 
e construir o gráfico das outras. Para um sistema dado de três componentes líquidos, existem composições 
para as quais a solubilidade é completa, resultando a mistura em uma só fase. Assim, a p e T constante, 
são apenas 2 os graus de liberdade, ou seja, apenas 2 das 3 concentrações descrevem completamente o 
sistema. Existem também composições em que aparecem duas fases imiscíveis, cada uma com os três 
componentes em certa proporção. 
Nessa prática, será construído um diagrama ternário onde a curva de solubilidade será determinada pelo 
desaparecimento de uma das fases. Esta curva limite separa a zona de composições que originam um 
sistema monofásico das que originam um sistema bifásico. 
O sistema estudado neste experimento será a mistura de água destilada + etanol + acetato de etila a 
temperatura e pressão ambiente. Água e acetato de etila são praticamente insolúveis, mas ambos 
misturam-se em qualquer proporção com etanol. Como conseqüência, o etanol aumenta a solubilidade 
mútua da água e acetato de etila. 
 
6.2 Materiais 
Acetato de etila, etanol e água destilada; 
10 Tubos de ensaio; 
Micropipeta (1 mL) e ponteiras; 
Agitador de tubos (vortex); 
1 buretas de 25 mL; 
Banho termostatizado; 
Gelo. 
 
6.3 Procedimento Experimental 
A) - Numerar os tubos de ensaio e encher cada bureta com acetato de etila, etanol e água, repectivamente. 
B) - Transferir as seguintes quantidades de água e acetato de etila para os tubos, conforme a Tabela 1, 
realizar em duas etapas. 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 1 – Resultados experimentais: volumes finais de cada componente na mistura. T=_____ 
tubos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
Água / mL 1,0 1,0 2,0 2,0 1,0 2,0 2,5 2,5 0,4 0,5 
AcOEt / mL 2,0 3,0 1,0 3,0 1,0 1,5 0,5 1,5 6,0 3,0 
Etanol / mL 
tubos 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 
Água / mL 1,0 3,5 0,3 0,5 0,5 1,0 4,0 0,5 0,4 
AcOEt / mL 3,0 1,5 7,0 3,5 5,0 3,5 0,5 4,0 0,4 
Etanol / mL zero zero 
 
C) - Dos tubos 1 a 18, adicionar etanol até que a turbidez ou as duas fases presentes desapareçam. Anotar 
o volume gasto na tabela. Nos tubos 19 e 20 não será adicionado etanol; serão adicionados água ou 
acetato de etila até a turvação. 
 
6.4 Tratamento de Dados 
A) - Inicialmente, complete a tabela abaixo com a ajuda dos dados coletados na Tabela 1. Use as 
densidades dos líquidos puros para transformar volumes em massa, a seguir, em quantidade de matéria e 
calcular a fração molar (x) de modo a completar a Tabela 2. Dados: d (AcOEt) = 0,897 g cm
-3
, d (EtOH) = 0,789 g 
cm
-3
 e d (H2O) = 0,997 g cm
-3
. 
 
Tabela 2 – Tratamento dos dados experimentais. 
Água Acetato de etila etanol 
Tubo m /g n / mol x m / g n / mol x m /g n / mol x 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
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19 
10 
11 
12 
13 
14 
15 
16 
17 
18 
19 
20 
 
B) – Montar o diagrama de fases (em fração molar). Indicar a temperatura do experimento. 
D) - Compare o diagrama obtido com o da literatura. 
E) Ao final do experimento, entregar para a professora os dados das Tabelas 1 e 2 e o diagrama. 
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1 
 
 
 
0.0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0
0.0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1.0
0.0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.91.0
H
2
O
AcOEt
 
 
EtOH
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1 
Bibliografia 
SIERAKOWSKI, M-R. – Apostila de Físico-Química Experimental II – CQ 051 (2010/1) Circulação 
interna. 
ATKINS, P.W. – Físico-Química, 6ª Edição, Oxford University Press, 1998. 
SHOEMAKER , D. P.; GARLAND, C.W. Experiments in physical-chemistry. New York: McGraw - Hill, 
1962. p.237. 
FINDLAY, A. Practical physical chemistry. 8 ed. London: Longmans, 1963. p 92-103. SHAW, D.J. 
Introdução à química de colóides e superfícies, Cap. 4, Editora Edgar Blücher, tradução, Juergen H. 
Maar, S.P., 1975. 4th Edition, 1992.