Apostila LEQ I

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Universidade Federal de Campina Grande - UFCG 
 Centro de Ciências e Tecnologia - CCT 
 Unidade Acadêmica de Engenharia Química - UAEQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Laboratório de Engenharia Química I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ver. 2013.2 
2 
 
SUMÁRIO 
 
Instruções gerais para realização dos experimentos ...................................................... 
Roteiro de Relatório ........................................................................................................ 
Experimento 01 – Lei de Stokes da viscosidade ............................................................. 
Experimento 02 – Estudo cinético de uma reação (Lei da velocidade inicial) .................. 
Experimento 03 – Equação de Arrhenius – Energia de ativação ..................................... 
Experimento 04 – Velocidade de Hidratação do Anidrido Acético (Lei da vel. Integrada) 
Experimento 05 – Lei de diluição de Ostwald ................................................................. 
Experimento 06 - Volume molar parcial ......................................................................... 
Experimento 07 - Lei de Boyle e Mariotte ...................................................................... 
Experimento 08- Pressão de vapor de misturas de fluidos ideais.................................. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
Instruções Gerais para realização dos experimentos 
 
1. As experiências deste laboratório demorarão no máximo duas horas. O aluno 
deverá chegar ao laboratório na hora marcada, porém é tolerado um atraso de 
dez minutos; 
 
2. As apostilas contendo instruções referentes às experiências a serem realizadas 
pelo aluno devem ser estudadas em casa antes de realizá-las. Para 
aprofundamento dos conhecimentos, o aluno deve consultar os livros textos. No 
início de cada experiência serão feitos testes para a verificação da capacidade 
do aluno realizar a experiência. Preparação prévia insuficiente reflete a nota do 
relatório; 
 
3. Durante a experiência o aluno deverá tomar nota dos dados observados e 
colocá-los na folha apropriada para a apresentação posterior; 
 
4. No caso de ausência, o aluno deverá recuperar somente uma prática que será 
no final do semestre; 
 
5. O aluno tem direito a olhar o relatório depois da correção, dirigir-se-á então ao 
seu professor; 
 
6. Para qualquer reclamação, o aluno deverá dirigir-se ao professor responsável 
pela disciplina; 
 
OBS: É obrigatório o uso de bata na realização dos experimentos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
Roteiro de Relatório 
 
1. O que considerar ao planejar um relatório? 
 
O texto deve ser conciso, informativo, com detalhamento apropriado para que 
seja compreensível. 
 
2. Algumas regras: 
 
 Não deixe pra última hora; 
 Leia alguns relatórios ou resumos; 
 Faça um esboço; 
 Escreve, revise e critique; 
 Mostre ao professor; 
 Reescreva e corrija; 
 Imprima a cópia final. 
 
3. Como escrever o roteiro do relatório. 
 
3.1. Identificação 
 
 Título; 
 Número do relatório; 
 Aluno; 
 Professor; 
 Laboratório; 
 Data. 
 
3.2. Introdução 
 
 Colocação da questão estudada: especificar os objetivos do trabalho; 
 Fazer uma abordagem teórica sobre o assunto estudado 
experimentalmente; 
 Explicar as fórmulas utilizadas. 
 
 
5 
 
3.3. Material e Métodos 
 
O que você utilizou e qual o método aplicado para alcançar os objetivos do 
experimento. 
 
3.3.1. Materiais 
 
 Citar equipamentos, reagentes e outros itens utilizados, especificando a marca dos 
mesmos. 
 
3.3.2 Métodos 
 
 Descrever os procedimentos detalhados (utilizando a terceira pessoa), que possam 
ser reproduzidos com os materiais e equipamentos descritos. 
 
3.4. Resultados 
 
 Ilustração dos resultados: Tabelas e figuras são muito importantes. Elas 
devem ser construídas com cuidado para incluir todas as informações 
necessárias com clareza; 
 Tabelas devem ser enumeradas sequencialmente (Tabela 1, Tabela 2, 
etc.). Seu título deve ser informativo, colocado acima e justificado à 
esquerda. Notas de rodapé podem ser colocadas diretamente abaixo da 
mesma; 
 Figuras (fotos, esquemas, gráficos) devem ser enumeradas 
sequencialmente (Figura 1, Figura 2, etc.). Seu título deve ser 
informativo, colocado abaixo e justificado à esquerda, descrevendo o que 
é mostrado; 
 Mostre todos os dados que obteve e cálculos. 
 
3.5. Discussão de Resultados 
 
 O que esses resultados significam? 
 Como elas descrevem o experimento realizado? 
 
 
 
6 
 
 
3.6. Conclusões 
 
 Os objetivos foram alcançados? 
 Quais as principais dificuldades encontradas? 
 
3.7. Referências Bibliográficas 
 
 Devem ser apresentadas em uma única ordem alfabética, independente 
de onde sejam (livros, internet, publicações, etc.) alinhadas à esquerda, 
em espaço simples e espaço duplo entre elas. 
 
 Exemplos: 
 
1. Bird, Stewart & Lightfoot; Fenômenos de Transporte. Ed. LTC 2ª Ed. 2004. 
 
2. Welty, Wilson e Wicks; Fundamentals of Momentum, Heat and Mass Trasfer. Ed 
John Wiley & Sons, 1976. 
 
3. www.erpficio.com\fisico-quimica. Acesso em 01/05/2010. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
EXPERIMENTO 01 – DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE PELA LEI DE STOKES 
 
 
Objetivo Geral 
 
Determinar a viscosidade dinâmica através da aplicação da Lei de Stokes. 
 
Aplicação: Fenômenos de transporte, dimensionamento de bombas, fluxômetros, 
vazão de alimentação, cálculo de perda de carga, permeabilidade, regime de 
escoamento, etc. 
 
 
Revisão Bibliográfica 
 
 A lei de Stokes, como o próprio nome indica, foi descoberta pelo físico e 
matemático irlandês George Gabriel Stokes, que nasceu em Skreen, a 13 de Agosto de 
1819 falecendo em Cambridge, a 1 de Fevereiro de 1903. 
 Esta lei é aplicada a corpos esféricos para o cálculo da força de atrito que se gera 
quando um líquido flui em torno de uma esfera. 
 
 
Figura 1 – Esquema de forças sobre a esfera. 
 
 De acordo com a lei de Stokes, a força de atrito, Fr, aumenta de forma diretamente 
proporcional ao raio da esfera, à velocidade do líquido e à viscosidade dinâmica deste. 
tvrFr 6
 
 Onde: 
r = Raio da esfera; 

= Viscosidade dinâmica; 
8 
 
vt = Velocidade terminal ( determinada experimentalmente). 
 
 Além da força de atrito agem sobre a esfera a força gravitacional e a força do 
empuxo: 
g
r
sgvssP
v
m
ρgmP
.)
3
³..4
(...
.

 

 
g
r
LE ).
3
³..4
(.

 
 Onde: 
 
P= Força Peso ou Força gravitacional; 
Vs= Volume da esfera; 
s
 = Densidade da particula de vidro; 
E = Força de empuxo; 
ρL= Densidade do líquido (óleo). 
 
A relação entre a força peso, a força de atrito e a força de empuxo é dada por: 
 
EFrP 
 
 
))
3
³4
(()6())
3
³4
(( g
r
vrg
r
s L
 
 
 
vt
sgr L
1
)(²
9
2  
 
 
Correção da velocidade terminal (Vt) com o efeito de borda 
 
Equação empírica: 
 
Vt = Vmed . (1+2,4. r/R) 
 
Onde: 
R= raio do recipiente (proveta); 
r= raio da esfera. 
9 
 
 
Materiais Utilizados 
 
 Balança Analítica; 
 Termômetro; 
 Provetas; Bolinhas de vidro; 
 Cronômetro; 
 Fita adesiva; 
 Régua graduada. 
 
Reagentes Utilizados 
 
 Detergente; 
 Óleo comestível. 
 
Metodologia 
 
 Verificar a temperatura ambiente; 
 Utilizando uma balança analítica, pesar 5 esferas de vidro
³)/57.2( cmgs 
; 
 Com uma régua graduada medir o raio da proveta e também a distância dos 
pontos marcados (Utilizando a fita adesiva marcar um ponto superior e um ponto 
inferior na proveta, estes pontos devem estar abaixo do nível do óleo); 
 
Figura 2- Ilustração das marcas na proveta. 
 
 Jogar uma esfera de vidro no centro da proveta. Quando esta ultrapassar a 
primeira marca, deve se iniciar a cronometragem e finalizar no momento em que 
a bolinha ultrapassar a marca inferior; 
 Repetir a experiência com as outras 4 esferas de vidro. 
10 
 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura _____ºC 
 
Massa do óleo = _____________________ 
Massa do detergente = _________________ 
Massa média das bolinhas de vidro (1) = _____________________ 
Massa média das bolinhas de vidro (2) = _____________________ 
Diâmetro da proveta com óleo = _______________________ 
Diâmetro da proveta com detergente = _______________________ 
Distância entre as faixas para a proveta com óleo = ________________ 
Distância entre as faixas para a proveta com detergente = ________________ 
 
Tabela 1 - Tempo (seg.) que as esferas demoram a percorrer a trajetória na proveta. 
Esferas de vidro 
Óleo comestível Detergente 
Tempo (s) Tempo (s) 
1ª 
2ª 
3ª 
4ª 
5ª 
Média 
 
 
Procedimento de cálculo 
 
1. Determinação do raio da esfera de vidro; 
2. Correção da velocidade terminal; 
3. Cálculo da viscosidade dinâmica; 
4. Cálculo da Força de atrito; 
5. Cálculo do erro percentual da viscosidade dinâmica (Pesquisar na literatura os 
valores das viscosidades teóricas). 
11 
 
EXPERIMENTO 02 – ESTUDO CINÉTICO DE UMA REAÇÃO: ORDEM DE 
REAÇÃO E CONSTANTE DE VELOCIDADE. 
 
 
Objetivo Geral 
 
Determinar a ordem da reação e a constante de velocidade da oxidação do íon 
iodeto (I-) pelo íon persulfato (S2O8)- 
 
Aplicação: Cinética, lei da velocidade inicial, cálculo de reatores. 
 
 
Revisão Bibliográfica 
 
A oxidação do íon iodeto pelo íon persulfato é dada pela seguinte reação: 
 
2
42
1
2
82 22
  SOIOSI
K
Amido
 (Oxidação do Iodeto) (1) 
 
 A formação do complexo amido-iodo dá uma coloração azul ao sistema reacional 
indicando que a oxidação do iodeto ocorreu. Como trata-se de uma reação 
extremamente rápida, não haveria tempo para cronometrá-la a menos que haja uma 
reação secundária que retarde a formação do iodo. Sendo assim é adicionado ao 
sistema reacional o tiossulfato de sódio. Este reagente secundário tem a função de 
reduzir o iodo formado (ver reação (2)) na mesma velocidade em que o mesmo é 
oxidado pela reação principal (1). Desta forma, o aparecimento da coloração azul é 
retardada até que todo o íon tiossulfato tenha sido consumido, dando tempo para que a 
reação principal possa ser cronometrada. 
 
2
32
2
2
322 222
  OSIOSI
K
Amido
 (Redução do Iodeto) (2) 
 
 Aplicando a lei de velocidade inicial e o Método do isolamento, é possível 
determinarmos a ordem global desta reação bem como sua constante de velocidade: 
 
mn OSIK
dt
OSd
0
2
8201
2
82 ][ ][
][ 



 (Ordem global = m+n) 
12 
 
Como as velocidades das reações (1) e (2) são equivalentes, podemos escrever: 
 
2 2
2 8 2 3[ ] [ ]1 (3)
2
d S O d S O
dt dt
 
 
 
 
 
 
2 2
2 8 2 3
1
[ ] [ ] (5)
2
S O S O   
 
 
Ao alterarmos a concentração inicial dos reagentes (lei da velocidade inicial) a 
velocidade das reações irão aumentar proporcionalmente, o que significa, um tempo 
cronometrado cada vez menor. No entanto a concentração do íon persulfato [S2O8=] que 
reage até o aparecimento da coloração azul na solução será sempre igual à metade da 
concentração do íon tiossulfato (reação 5) que reagiu. 
 
Determinação da Ordem 
 
 Variando a concentração de iodeto e mantendo a concentração de persulfato 
constante, encontra-se o valor de n: 
 
2
22 8
1 0 2 8 0
[ ]
[ ] [ ] (6)n m
d S O
K I S O
dt

  
 
 
Aplicando o método do isolamento, ou mantendo a concentração do íon persulfato em 
excesso, temos; 
 
nIK
dt
OSd
0
2
82 ]['
][ 



 
 
Linearizando esta equação teremos; 
 
1
2
82
0
2
82
][K'
 onde ),]log['(log)
1
][log(
KOS
InK
t
OS
m




 
2 2
2 8 2 3[ ] [ ]1 (4)
2
S O S O
t t
  

 
13 
 
0
2
82 ]log['log
1
log])[log(  

 InK
t
OS
 
])[log(]log['log
1
log 2820
 

OSInK
t
 
.])[log('log
:,]log[
1
log
2
82
0
cteOSK
ondeIn
t







 
Desta forma, é possível determinarmos a ordem n para o regente iodeto a partir 
do gráfico da velocidade inicial em função da variação de sua concentração inicial como 
mostra a Figura 1: 
 
 
Figura 1 - Representação gráfica da função log 1/Δt versus log [I-]0 
 
Por outro lado, variando-se a concentração de persulfato e mantendo a 
concentração de iodeto constante, encontra-se o valor de m: 
 
mn OSIK
dt
OSd
0
2
8201
2
82 ][ ][
][ 


 
mOSK
dt
OSd
0
2
82
2
82 ][''
][ 


 
Então: 
 
1
0
2
82
2
82
]['K'
 onde ),]log[''(log)
1
][log(
KI
OSmK
t
OS
n




 
14 
 
0
2
82
2
82 ]log[''log
1
log])[log(  

 OSmK
t
OS
 
])[log(]log[''log
1
log 2820
2
82
 

OSOSmK
t
 
cteOSK
ondeOSm
t





])[log(''log
:,]log[
1
log
2
82
0
2
82


 
 
O gráfico desta equação linear está esquematizado na Figura 2 abaixo: 
 
 
Figura 2 – Representação gráfica da função log 1/Δt versus log [S2O8-2] 
 
 
Finalmente, com as ordens n e m determinadas e a partir da escolha de um dos dados 
das concentrações iniciais dos reagentes (reação 6) associado a sua velocidade de 
reação, é possível determinar a constante de velocidade K1 !. (obs. Pode-se também 
calcular esta constante a partir da média das velocidades para diferentes concentrações 
iniciais). 
 
Materiais Utilizados 
 
 Beckers; 
 Pipetas; 
 Cronômetro; 
 Termômetro. 
 
Reagentes Utilizados 
15 
 
 
 Iodeto de Potássio (KI); 
 Água destilada; 
 Amido; 
 Persulfato de potássio (
822 OSK
); 
 Tiossulfato de sódio (
322 OSNa
). 
 
Metodologia 
 
 A partir das soluções de KI (0,3 M), Na2S2O3 (0,02 M), K2S2O8 (0,1 M), amido e 
água destilada preparar as seguintes combinações em duas séries de beckers, 
conforme o quadro abaixo: 
Sendo a massa molar do KI = 166 g/mol; Na2S2O3 = 248,18 g/mol; K2S2O8 = 270,32 
g/mol. 
Beckers A Beckers B 
Combinações 
A 
KI 
(ml) 
S2O32- 
(ml) 
Combinações 
B 
H2O (ml) 
S2O8 2- 
(ml) 
Amido 
(gotas) 
1 10 1 1 8,6 0,4 4 
2 10 1 2 8,2 0,8 4 
3 10 1 3 7,8 1,2 4 
4 10 1 4 7,4 1,6 4 
 
5 0,4 2 5 7,6 10 4 
6 0,8 2 6 7,2 10 4 
7 1,2 2 7 6,8 10 4 
8 1,6 2 8 6,4 10 4 
 
 Depois de preparar todas as soluções acima, misturar o conteúdo do Becker(A) 
ao becker (B). Acionar o cronômetro até o aparecimento da cor azul e anotar o 
tempo; 
 Repetir esse procedimento para todas as outras combinações. 
 
 
 
 
16 
 
 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
Temperatura do experimento:_____ºC 
 
 
Combinações 
A-B 
Tempo(s) 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
 
Procedimento de cálculo 
 
1. Cálculo das concentrações de I- e S2O82-; 
2. Plotar as curvas do logaritmo do inverso do tempo versus o logaritmo das 
concentrações iniciais do iodeto e do persulfato; 
3. Determinar os parâmetros da correlação linear e determinar os valores m e n; 
4. Determina a ordem global e; 
5. Calcular o valor da constante de velocidade da reação; 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
EXPERIMENTO 03 - APLICAÇÃO DA LEI DE ARRHENIUS – ENERGIA DE 
ATIVAÇÃO 
 
 
Objetivo Geral 
 
Determinar a energia de ativação da reação de oxidação do íon iodeto pelo 
persulfato e a constante de Arrhenius A. 
 
Aplicação: Cinética e cálculo de reatores químicos. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
Na maioria dos casos a velocidade observada de uma reação química aumenta 
com o aumento da temperatura, embora a extensão deste aumento varie muito de 
reação para reação. Em termos de equação de velocidade, a causa da velocidade variar 
com a temperatura, reside no fato de que a constante k, também varia com a 
temperatura devido ao aumento dos choques (interação) intermoleculares dos 
reagentes. A relação entre ambas foi descoberta em 1887 por Van’t Hoff e, 
independentemente, em 1889 por Arrhenius. 
A equação de Arrhenius permite calcular a variação da constantede velocidade 
numa reação com a temperatura. Ela pode ser usada para determinar a energia de 
ativação de uma reação expressa por: 
 
RT
Ea
AK
AeK RT
Ea



lnln
 
Onde: 
 
K é constante cinética da reação; 
Ea é a energiade ativação; 
T é a temperatura absoluta (K); 
R é a constante dos gases; 
A é o fator de colisão (ou fator de frequência) entre as moléculas dos reagentes. 
 
O perfil linear desta equação está mostrado na Figura 3 abaixo: 
18 
 
 
Figura 3– Gráfico de lnk versus 1/T. 
 
 
Portanto a Energia de ativação pode ser conhecida a partir do coeficiente angular 
da reta é Ea/R. 
 
Materiais utilizados 
 
 Becker; 
 Pipetas; 
 Cronômetro; 
 Termômetro; 
 
Reagentes utilizados 
 
 Iodeto de Potássio (KI); 
 Água destilada; 
 Amido; 
 Persulfato de potássio (
822 OSK
); 
 Tiossulfato de sódio (
322 OSNa
). 
 
Metodologia 
 
Para determinar a constante cinética para diferentes temperaturas (no caso três), vamos 
escolher uma das composições do experimento anterior – por exemplo, a de número 1 
mas poderia ser qualquer outra !: 
19 
 
 
 A partir das soluções prontas, preparar as seguintes combinações em duas 
séries de beckers. Conforme as tabelas abaixo: 
 
Tabela 1 – Dados referentes ao Becker A 
Ensaios KI (ml) S2O22-(ml) Amido (gotas) 
1 10 1 4 
2 10 1 4 
3 10 1 4 
 
OBS: Preparar três pares para a mesma composição e fazer média dos resultados. 
 
Tabela 2 – Dados referentes ao Becker B 
Ensaios B H2O(ml) S2O8 2-(ml) 
1 8,6 0,4 
2 8,6 0,4 
3 8,6 0,4 
 
 Depois de preparar todas as soluções, levar ao aquecimento em pares conforme 
a tabela abaixo (a temperatura deverá ser escolhida pelo professor ou monitor): 
 
Tabela 3 – Temperaturas pré-estabelecidas 
Ensaios 
A-B 
Temperatura (ºC) 
1 
2 
3 
 
 Após atingir a temperatura desejada, misturar os pares correspondentes e 
acionar o cronômetro. Parar o cronômetro após a mudança de coloração e 
anotar o tempo. 
 
 
 
 
 
20 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
 
Ensaios Tempo (s) Temperatura (ºC) constante (K) 
1 – A e B 
t1 = 
t2 = 
t3 = 
Média = 
 
 
2 – A e B 
t1 = 
t2 = 
t3 = 
Média = 
 
 
3 – A e B 
t1 = 
t2 = 
t3 = 
Média = 
 
 
 
 
Procedimento de cálculo 
 
1. Determinar a constante de velocidade para as temperaturas estabelecidas, a partir 
da equação (6) do experimento 02 
2. Considerar também o resultado da constante de velocidade obtida a partir da 
temperatura ambiente do experimento 02; 
3. Determinar a energia de ativação através do gráfico ln k versus 1/T. 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
EXPERIMENTO 04 – ESTUDO DA VELOCIDADE DE HIDRATAÇÃO DO ANIDRIDO 
ACÉTICO. 
 
Objetivo Geral 
 
Determinar a velocidade da reação de hidratação do anidrido acético através do 
método da condutividade elétrica. 
 
Aplicação: Cinética, Lei da velocidade Integrada, cálculo de reatores. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
 A cinética de uma reação pode ser estudada por métodos simples de análise, 
como por exemplo, titulação, condutimetria, espectrofotometria entre outros, onde a nos 
quais é possível avaliar o avanço da reação. 
 O método da condutividade elétrica é um método eletroquímico de análise onde 
se utiliza o condutivímetro através de medidas da condutância do sistema reacional. A 
partir dos dados obtidos pode-se avaliar a constante de velocidade da reação e 
determinar a ordem da reação. Neste caso, iremos utilizar aqui a lei da velocidade 
integrada. 
 A reação de hidratação do anidrido acético pode ser acompanhada pela 
formação do ácido acético e pelo aumento da condutvidade do sistema reacional devido 
a formação do íon protiônico de acordo com o avanço da seguinte reação. 
 
4 6 2 2 32 2 2 (1)C H O H O CH COOH H
   
 
O método consiste em medirmos a condutividade do sistema reacional durante 
a reação de hidratação, sem a necessidade de retirarmos alíquotas. Considerando que 
a reação é pseudo-uni-molecular de 1ª ordem em virtude da concentração da água ser 
considerada constante durante toda a reação, podemos portanto partir da solução da 
equação diferencial de primeira ordem dada pela Equação (2), plotar os dados 
experimentais a este modelo matemático. Caso a correlação se verifique com um bom 
ajuste de pontos, podemos inferir que a cinética desta reação segue um modelo de 
primeira ordem. 
 
 
22 
 
 
 
ln (2)
o
t
K K
Kt
K K





 
Onde : 
 
Ko é a condutividade para o tempo inicial ( t = 0); 
Kt é a condutividade para um tempo t; 
Kϖ é a condutividade ao final do processo; 
t é o tempo de reação; 
K é a constante de velocidade da reação. 
K é a condutvidade dada µmho/cm, mho/cm, µS/cm ou mS/cm (Simens = 1/ohm) 
 
A figura 1 abaixo mostra um perfil aproximado dos dados experimentais de 
condutividade em função do tempo. 
 
 
 
 
Figura 1 – Variação da condutividade da reação de hidratação do anidrido acético com 
o tempo. X – condutividade variável e a – constante. 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
Materiais utilizados 
 
 Condutivímetro; 
 Célula de condutividade; 
 Cronômetro; 
 Pipeta; 
 Becker. 
 
Reagentes utilizados 
 
 Anidrido acético concentrado; 
 Água destilada. 
 
Metodologia 
 
 Lavar a célula de condutividade com água destilada e em seguida mergulhar em 
um becker com água destilada; 
 Medir a condutividade específica da água destilada; 
 Colocar em dois beckers de 100 ml a quantidade de água correspondente 
indicadana tabela 1 abaixo e completar com anidrido acético. Observar o limite 
inicial de separação entre as duas fases; 
 
Tabela 1 – Volume das amostras 
Ensaio 
Volume do anidrido 
acético (ml) 
Volume da água 
destilada (ml) 
Volume Total (ml) 
1 3 97 100 
2 5 95 100 
 
 Mergulhar a célula de condutividade na solução e agitá-la levemente, ligar o 
cronômetro e fazer a primeira leitura da condutividade (K0) ; 
 Medir a variação da condutividade a cada minuto até que seu valor da permaneça 
constante (Kϖ), o que significa que praticamente todo o anidrido acético foi 
hidratado. 
 
 
24 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
Temperatura do experimento:_____ºC 
KH2O = ________________ 
 
t (s) K1 (µS cm -1) K2 (µS cm -1) (Kϖ – K0) (Kϖ - Kt) 
 
 tKK
KK
Ln



 0
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
Procedimento de cálculo 
 
1. Para eliminarmos a condutividade “residual” da água ou do solvente, corrigir a 
variação da condutividade de acordo com equação abaixo, inclusive para o 
tempo t=0: 
 
20
, ,t t H OK K K K K  
2. Preencher o quadro de respostas de acordo com os dados experimentais; 
3. Demonstrar a Equação (2) a parir da equação diferencial estabelecida para um 
modelo de primeira ordem. 
4. Plotar os dados experimentais da variação da condutividade com o tempo (ver 
Figura 1). 
5. Fazer um gráfico Linearizando os dados experimentais de acordo com a 
Equação (2) acima e, 
6. Determinar graficamente o valor da constante de velocidade; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
EXPERIMENTO 05 - LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
Objetivo Geral 
 
O objetivo deste experimento é calcular o grau de dissociação do cloreto de 
potássio (eletrólito forte) e do ácido acético (eletrólito fraco). 
 
Aplicação: Eletroquímica. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
Para os condutores metálicos, as seguintes equações são empregadas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
IRV  ; 
A
l
R 
 ; 
1
K
R

 ; 
1
k


 
Onde: 
V = força eletromotriz em volts; 
I = Intensidade de correntes em amperes; 
R = Resistência em ohms; 
K = Condutância em ohms-1 ou mhos; 

= resistividade (ohms.cm); 
k = condutividade , ohm-1.cm-1 ; 
l = Comprimento em cm; 
A = Área em cm²; 
 
Usando uma ponte de Wheatstone (pesquisar na literatura) de corrente 
alternada, uma célula de condutividade contendo um eletrólito obedece a mesma Lei de 
Ohm, isto é, corrente (alternada) proporcional a força eletromotriz, V. Pode-se o grau de 
dissociação para eletrólitos fortes e fracos a partir da determinação de sua condutância. 
27 
 
Para condutores iônicos (eletrólitos) o valor medido é sua condutividade, k, definida 
como uma propriedade da solução capaz de conduzir cargas iônicas. 
 A constante da célula de medida de condutividade é dada por 
A
l
C 
, onde l é 
a distância entre os eletrodos e A sua área. ombinando as equações acima temos: 
 
RA
l
K 
 
 
A condutância equivalente 
m
é obtida quando multiplicamos a condutância 
específica pelo volume da solução expresso em cm³, que contem um equivalente do 
eletrólito. 
 
1 1( ² )m vk ohm cm eq    
 
 
 Sabemos que c é a concentração da solução em equivalentes por litro, 
consequentemente V=1000/c. Então: 
 
c
K
m
1000.

 
 
 Um equivalente é a quantidade de substância associada com o transporte de um 
Faraday de eletricidade. Quando um mol transfere (n) Faradays de eletricidade, aquele 
mol é igual a (n) equivalentes. 
 Apenas no caso de um mol ser associado com o transporte de um Faraday, o 
mol e o equivalente são idênticos. 
 Ambas as condutâncias dependem da concentração do eletrólito, isto é, a 
condutância específica aumenta com o aumento da concentração, enquanto que a 
condutância equivalente aumenta com a diluição e atinge um valor máximo à diluição 
infinita (concentração zero). 
 A condutância equivalente à concentração zero de um eletrólito não é a 
condutância equivalente do solvente puro, é a condutância equivalente da solução 
quando os íons são afastados um do no outro no infinito, e por isso não tem interação, 
são íons livres. 
 Kohlraush achou uma equação empírica para eletrólitos fortes: 
5,00 cKcmm  
 
28 
 
 
Onde: 
 
K é uma constante; 
5,0c
é a raiz quadrada da concentração; 
0
m
é a condutância equivalente à diluição infinita (c=0); 
m
é a condutância equivalente na concentração (c). 
 
No gráfico, a relação entre 
m
 e 
5,0c é linear até a concentração 0.001 N. No 
caso de um eletrólito monovalente, a equação é válida dentro de poucos por centos até 
a concentração 0,1N. 
 Soluções diluídas de muitos eletrólitos, por exemplo, ácidos acéticos não 
mostram uma linha reta. Quanto a esses eletrólitos fracos, o valor da condutância 
equivalente aumenta bruscamente quando 
5,0c se aproxima de zero não podendo ser 
calculado no valor de 0
m
 
 
Quanto às unidades, a condutância pode ser dada em micromhos ou milimhos. 
Isto é, 1 microhms = 10-6 ohms-1 e 1 milimhos = 10-3 ohms-1
. 
Alguns eletrólitos conhecidos como eletrólitos fracos típicos. 
A constante de equilíbrio para a dissociação pode ser calculada como: 
 
)1(
.2




c
K a 
 
Onde 

 é o grau de dissociação e c é a concentração do eletrólito.
 
 De acordo com a teoria de Arrhenius, a condutância equivalente a qualquer 
concentração esta relacionada com o grau de dissociação pela equação: 
 
0
m
m


 
 
Onde: 
 
0
m
é a condutância equivalente à diluição infinita; 
m
é a condutância equivalente na concentração (c). 
 
29 
 
 Ostwald aplicando o princípio da ação das massas à ionização obteve uma lei 
de diluição governando a variação da condutância equivalente com a concentração. A 
equação é dada a seguir: 
 
)( 00
2
mmm
m cK 




 
 
Linearizando a equação anterior, temos: 
 
22
2
2
2
22
22
2
2
)()(
1
)(
1
)(
)()(
)(
)(
)(
o
m
o
m
o
m
m
m
o
m
o
mm
m
o
mm
o
m
m
o
m
o
mmm
o
mm
o
mm
m
o
m
o
mm
m
o
m
o
m
m
K
K
K
c
K
Kc
Kc
K
KKc
KKc
KKc
c
KK


























 
 
Lei da Diluição de Ostwald, podemos encontrar agora graficamente a condutância 
molar à diluição infinita. 
 
bxa
K
c
m
m
mm
 y tipodolinear equação
)(
11
200 


 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
 
 
Reagentes Utilizados 
 
 Cloreto de potássio (KCl) – 0,1 M; 
 Ácido acético (CH3COOH) – 0,1 M; 
 Água destilada. 
 
Materiais Utilizados 
 
 Ponte de Wheatstone; 
 Célula de condutividade; 
 2 beckers de 250 mL; 
 2 beckers de 100 mL. 
 
 
Metodologia 
 
 Antes de todasas medições, a célula de condutividade deve ser lavada com 
água destilada. Entre duas medições, os eletrodos devem ser mergulhados na 
água destilada, para não expô-lo ao ar; 
 Medir a condutância da água de Boqueirão. Pode-se observar que apresenta um 
valor considerável, dado ao seu nível relativamente alto de salobridade. Obs.: 
Não use água de Boqueirão para o preparo das soluções; 
20 )(
1
mK 
 
m
1 
 
0
1
m
 
mc
 
31 
 
 Lavar bastante a célula de condutância com água destilada e em seguida 
determinar a condutância específica da água destilada. A água destilada tem 
uma condutância específica de 10-6 ohm-1, o que é bastante para as medições; 
 Medir a condutância específica de 200 mL de KCl 0,1N no becker. E em seguida 
fazer diluições sucessivas para as seguintes concentrações: 0,1N; 0,05N; 0,02N; 
0,005N; 0,001N; 0,0005N; 
 Medir a condutância de 200 mL de ácido acético 0,1N e em seguida diluir as 
soluções pela metade até a concentração 0,1N. 
 
 
Dados obtidos 
 
Tabela 1 – Eletrólito forte (cloreto de potássio) 
Ensaio Concentração 
(N) 
Volumes 
(mL) 
K(s/cm) 𝝀𝒎
= 
𝒌. 𝟏𝟎𝟎𝟎
𝑪
 
√𝑪 
1 
2 
3 
4 
5 
6 - 
 
 
Tabela 2 – Eletrólito fraco (ácido acético) 
Ensaio Concentração 
(N) 
Volumes 
(mL) 
K(s/cm) 𝝀𝒎
= 
𝒌. 𝟏𝟎𝟎𝟎
𝑪
 
√𝑪 
1 
2 
3 
4 
5 
6 - 
 
32 
 
 
 
Procedimento de cálculo 
 
1. Calcular a condutância equivalente para o KCl 0,1N e para o ácido acético 0,1N. 
2. Fazer um gráfico com os valores da condutância equivalente versus a raiz 
quadrada da concentração para os eletrólitos forte e fraco. 
3. Preencher o quadro de respostas com os dados obtidos na parte experimental. 
4. Calcular graficamente a condutância equivalente à diluição infinita para o KCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
EXPERIMENTO 06 – VOLUME MOLAR PARCIAL 
 
Objetivo Geral 
 
 Medir as densidades de diferentes misturas de etanol com água possuindo a 
composição especificada a 20°C utilizando um picnômetro. Calcular o volume real e o 
volume molar médio da mistura para as misturas de etanol com água investigadas e o 
volume molar parcial de cada líquido para as composições selecionadas. Comparar 
estes valores com os volumes molares das substâncias puras a 20°C. 
 
Aplicação 
 
 Princípios da termodinâmica, comportamento ideal e não ideal dos gases e 
líquidos, contração volumétrica, quantidade molar e quantidade molar parcial. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
 O volume vid e o volume molar médio Vid de uma mistura ideal dos 
componentes A e B pode ser calculado se a composição quantitativa é conhecida. 
 
𝑥𝐴 = 
𝑛𝐴
𝑛𝐴+𝑛𝐵
 (1.1) 
 
𝑥𝐵 = 
𝑛𝐵
𝑛𝐴+𝑛𝐵
 (1.2) 
 
 
𝑥𝐴, 𝑥𝐵 fração molar dos componentes A e B, respectivamente. 
𝑛𝐴, 𝑛𝐵 quantidades de A e B, respectivamente. 
 
É definido como volume médio molar de uma mistura ideal: 
 
 
𝑉𝑖𝑑 = 𝑉𝐴𝑥𝐴 + 𝑉𝐵𝑥𝐵 (2) 
 
 
34 
 
Entretanto a adição assumida na equação (2) perde sua validade nos casos onde 
há misturas reais (por exemplo, etanol e água). Os volumes reais vr e Vr desviam mais 
ou menos com relação aos volumes ideais devido à contração volumétrica, mas ainda 
podem ser calculados se os volumes molares dos componentes puros A e B são 
substituídos pelos volumes molares parciais VA e VB que são independentes da 
composição. 
�̅�𝐴 = (
𝜕𝑣𝑟
𝜕𝑛𝐴
)
𝑇,𝑝,𝑛𝐵
 (3.1) 
 
�̅�𝐵 = (
𝜕𝑣𝑟
𝜕𝑛𝐵
)
𝑇,𝑝,𝑛𝐴
 (3.2) 
 
𝑉𝑟 =
𝑣𝑟
𝑛𝐴+𝑛𝐵
= �̅�𝐴𝑥𝐴 + �̅�𝐵𝑥𝐵 (4) 
 
 
A diferença entre os volumes molares médios definidos de acordo com as 
equações (2) e (4) é designada como volume molar médio da mistura 𝛥𝑀𝑉 e consiste 
em uma medida intensiva do desvio de uma mistura com relação ao comportamento 
ideal 
 
𝛥𝑀𝑉 = 𝑉𝑟 − 𝑉𝑖𝑑 
 
Substituindo: 
 
𝛥𝑀𝑉 = [(�̅�𝐴 − �̅�𝐵) − (𝑉𝐴 − 𝑉𝐵)]𝑥𝐴 + (�̅�𝐵+ 𝑉𝐵) (5) 
 
A dependência dele na composição é descrita pela relação: 
 
 
𝑑(𝛥𝑀𝑉)
𝑑𝑥𝐴
= 
𝑑𝑉𝑟
𝑑𝑥𝐴
=
𝑑𝑉𝑖𝑑
𝑑𝑥𝐴
= (�̅�𝐴 − �̅�𝐵) + (𝑉𝐴−𝑉𝐵) (6) 
 
em consideração na equação de Gibbs-Duhhem. 
 
 Correlações análogas podem ser formuladas para 𝑥𝐵 devido ao fato que 𝑥𝐴 =
 1 − 𝑥𝐵. 
35 
 
 
 Após substituir (6) em (5), as relações a seguir são obtidas: 
 
�̅�𝐵 = 𝛥𝑀𝑉 −
𝑑(𝛥𝑀𝑉)
𝑑𝑥𝐴
𝑥𝐴 + 𝑉𝐵 (7.1) 
 
e 
 
�̅�𝐴 = 𝛥𝑀𝑉 −
𝑑(𝛥𝑀𝑉)
𝑑𝑥𝐴
𝑥𝐵 + 𝑉𝐴 (7.2) 
 
 De acordo com isto, os volumes molares parciais dos componentes A e B para 
as composições específicas (𝑥𝐴,𝑥𝐵) podem ser determinados se os volumes molares 
das substâncias puras (𝑉𝐴,𝑉𝐵) e seus quocientes diferenciais 
𝑑(𝛥𝑀𝑉)
𝑑𝑥𝐴
 são conhecidos. 
Isto pode ser obtido como a tangente do gráfico que relaciona 𝛥𝑀𝑉 e 𝑥𝐴 Figura 2. Isto 
é, entretanto, melhor calculado derivando-se a correlação funcional 𝛥𝑀𝑉 = 𝑓(𝑥𝐴) para 
valores selecionados de 𝑥𝐴. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
Materiais utilizados 
 
 Balança de precisão Sartorius CPA 623S, com software; 
 Picnômetro, calibrado, 25 ml; 
 Funil; 
 Béquer de vidro, 50 ml; 
 Pipeta de Pasteur. 
 
Reagentes utilizados 
 
 Álcool etílico; 
 Água destilada. 
 
Metodologia 
 
O equipamento necessário para realizar este experimento deve estar previamente 
montado. 
 Preparar as misturas de etanol com água nos frascos de boca estreita sobre a 
balança do laboratório com uma composição de massa aproximada aos valores 
especificados na Tabela 1, pesando o etanol dentro da massa pré-determinada de água 
(com resolução na medição da massa de 0,001g). Fechar imediatamente os frascos 
quando a massa desejada tiver sido obtida. Encher completamente picnômetros secos, 
possuindo massa em vazio conhecida, com as misturas. Cubra-os com uma lâmina de 
papel alumínio e posicione-os dentro do banho com temperatura controlada por 
aproximadamente 30 min com uma temperatura de equilíbrio de 20°C. Logo após o 
tempo determinado, remova os picnômetros e pese-os após realizar uma secagem 
cuidadosa nos mesmos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
Tabela 1- Misturas de etanol e água a serem investigadas 
 m(C2H5OH)/ g m(H20)/ g 
1 30.6 1.35 
2 29.35 2.85 
3 27.90 4.70 
4 26.20 6.85 
5 24.15 9.45 
6 21.60 12.65 
7 18.35 16.75 
8 14.15 22.10 
9 8.35 29.40 
 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
Temperatura do experimento:_____ºC 
 
 
Tabela 2 - Dados de massas da mistura álcool/água depois do banho 
 Massa do picnômetro vazio m(C2H5OH) + m(H2O) / g 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
8 
9 
 
 
 
 
38 
 
EXPERIMENTO 07 – LEI DE BOYLE E MARIOTTE 
 
Objetivo Geral 
 
 Investigar experimentalmente se a lei de Boyle e Mariotte é válida para uma 
quantidade constante de gás (ar) 
 
Aplicação 
 
 Termodinâmica: pressão, temperatura, volume, coeficiente de 
compressibilidade cúbica, lei dos gases ideais. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
 O estado dos gases é uma função das variáveis de estado de temperaturaT, 
volume V, pressão P, e da quantidade de substância n, que reciprocamente determinam 
uma às outras. Assim, a dependência do volume sobre as variáveis de temperatura, 
pressão e quantidade de substância é descrita pela equação diferencial total: 
 
dV = (
𝜕𝑉
𝜕𝑇
)𝑃,𝑛𝑑𝑇 + (
𝜕𝑉
𝜕𝑃
)𝑇,𝑛𝑑𝑃 + (
𝜕𝑉
𝜕𝑛
)𝑇,𝑃𝑑𝑛 (1.1) 
 
Analogamente, a equação a seguir é verdadeira para uma mudança de pressão 
com relação a T, V e n: 
 
dP = (
𝜕𝑃
𝜕𝑇
)𝑉,𝑛𝑑𝑇 + (
𝜕𝑃
𝜕𝑉
)𝑇,𝑛𝑑𝑃 + (
𝜕𝑃
𝜕𝑛
)𝑇,𝑉𝑑𝑛 (1.2) 
 
Esta relação é simplificada para uma quantidade conhecida da substância (n = 
constante, dn = 0; quantidade enclausurada de gás dentro de uma seringa) e para 
uma alteração isotérmica de estado (T= constante, dT = 0), ficando: 
 
𝑑𝑉 = (
𝜕𝑉
𝜕𝑃
)𝑇,𝑛𝑑𝑃 (2.1) 
 
 
e 
𝑑𝑃 = (
𝜕𝑃
𝜕𝑉
)𝑇,𝑛𝑑𝑉 (2.2) 
39 
 
 
O quociente diferencial parcial (
𝜕𝑉
𝜕𝑃
)𝑇,𝑛 e (
𝜕𝑃
𝜕𝑉
)𝑇,𝑛 corresponde geometricamente à 
inclinação da tangente da função V = f(P) ou P = f(V) e, portanto caracteriza a 
dependência mútua entre a pressão e o volume. O grau desta dependência é 
determinado pelo volume inicial ou pela pressão inicial. Pode-se então definir o 
coeficiente de compressibilidade volumétrica x0 relacionando-o a V ou V0 para T0 = 
273,15K. 
𝑋0 = 
1
𝑉0
(
𝜕𝑉
𝜕𝑃
)
𝑇,𝑛
 (3) 
Para o caso limitante de um gás ideal (pressões suficientemente baixas, 
temperaturas suficientemente altas), a correspondência entre as variáveis de estado 
P, V, T e n é descrita pela lei dos gases ideais: 
 
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 (4) 
Onde: 
R = constante universal dos gases 
 
 Para os casos com quantidades constantes da substância e controle isotérmico 
do processo esta equação muda para as equações a seguir 
 
𝑃𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 (4.1) 
e 
𝑃 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒.
1
𝑉
 (4.2) 
 
40 
 
 
 
De acordo com esta correlação, que foi determinada empiricamente por Boyle e 
Mariotte, um aumento de pressão é acompanhado por uma diminuição de volume e vice 
versa. A representação gráfica faz funções V= f(P) e P= f(V) resulta em hipérboles como. 
Por outro lado, um gráfico da pressão contra o inverso do volume resulta em linhas retas 
onde P= 0 para 
1
𝑉
= 0. 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 Da inclinação destas relações lineares, 
 
(
𝜕𝑃
𝜕𝑉−1
)
𝑇,𝑛
= 𝑛𝑅𝑇 (5) 
 
É possível determinar experimentalmente a constante dos gases R quando a quantidade 
enclausurada e constante do ar n é conhecida. Isto é igual ao quociente do volume V e 
do volume molar Vm, 
 
𝑛 = 
𝑉
𝑉𝑚
 (6) 
 
Que é igual a V0 = 22,414 l.mol-1 para To = 273,15K e Po= local hPa em condições iniciais. 
Um volume medido em P e T é então primeiro reduzido a estas condições usando a 
relação obtida a partir de (4): 
 
 
𝑃0𝑉0
𝑇0
=
𝑃1𝑉1
𝑇1
=
𝑃 𝑉
𝑇
 (7) 
 
 
Materiais utilizados 
 
 PC, com Windows XP ou superior; 
 Conjunto para experimento das leis dos gases com recipiente de vidro; 
 Conjunto de aquisição de dados para experimento das leis dos gases com 
recipiente de vidro. 
 
Reagentes utilizados 
 
 Óleo de motor; 
 Água destilada. 
 
 
Metodologia 
 
O equipamento necessário para realizar este experimento deve estar previamente 
montado. 
42 
 
Verificar se a seringa de gás está bem vedada, já que nenhum ar é permitido vazar 
para fora do sistema, mesmo para altas pressões. Lubrificar o êmbolo com algumas 
gotas de óleo para lubrificação de motores, de forma que o êmbolo de vidro fique coberto 
por um filme contínuo de óleo durante todo o experimento (evite colocar óleo em 
excesso). Encher o invólucro de vidro com água utilizando funil. A água impedirá que 
ocorra flutuações de temperatura por causa da expansão e da compressão por possuir 
uma alta capacidade calorífica. Inserir o termopar e colocar o mais próximo possível da 
seringa. Após ajustar o volume inicial da seringa de gás para exatamente 50 ml, 
conectar o bico da seringa de gás a um adaptador de redução utilizando um pedaço 
curto de tubo de silicone, através do qual o adaptador de redução fique diretamente ao 
lado da luva tubular de vidro após o tubo de silicone ter sido deslizado sobre ele. 
 
 
Dados obtidos 
 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
Temperatura do experimento:_____ºC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
EXPERIMENTO 08– PRESSÃO DE VAPOR DE MISTURAS DE FLUIDOS IDEAIS 
 
Objetivo Geral 
 Determinar a pressão de vapor do benzeno e do tolueno, e de nove diferentes 
misturas entre eles, sob condições isotérmicas. Gerar um gráfico da pressão de vapor 
em função da fração molar das soluções. 
 
Aplicação 
 Termodinâmica : Pressão de vapor; Lei de Raoult; Pressão parcial. 
 
Revisão Bibliográfica 
 
 Uma pressão específica de vapor se estabelece para cada fase líquida. Em um 
sistema que consiste em um componente líquido no qual as duas fases (fase do líquido 
puro e fase do gás puro deste líquido) estão num estado de equilíbrio, a pressão da fase 
de gás é denominada pressão de vapor do componente. Se dois componentes são 
misturados, então a pressão de vapor parcial no solvente da solução resultante é menor 
do que a pressão de vapor do solvente puro. Para soluções ideais a relação é descrita 
pela lei de Raoult: 
𝑃𝐴 = 𝑃𝐴
∗ . 𝑥𝐴 (1) 
 
Onde: 
𝑃𝐴 = Pressão de vapor da substância A pura 
𝑃𝐴
∗
 = Pressão de vapor parcial da substância A na solução 
𝑥𝐴 = Fração molar da substância 
 A queda de pressão de vapor relativa é proporcional à fração molar dos 
componentes dissolvidos. 
 A lei de Raoult é uma lei limitante para soluções ideais ou muito diluídas. Se um 
sistema com dois componentes possui duas substâncias muito similares, então deverá 
44 
 
haver somente um pequeno desvio da lei de Raoult. O sistema benzeno/tolueno 
demonstra um comportamento quase ideal. A curva de vapor de pressão deste sistema 
é uma linha reta quando colocada em um gráfico em função da fração molar. Esta linha 
representa a relação entre as pressões de vapor dos componentes puros. A pressão 
total é a soma das pressões parciais individuais para qualquer composição da solução. 
 
Materiais Utilizados 
Reagentes: 
• Tolueno; 
• Benzeno. 
 
Vidraria / Equipamentos: 
• Pipeta volumétrica, 50 ml; 
• Pipeta volumétrica, 25 ml; 
• Pipeta volumétrica, 10 ml; 
• Pipetador; 
• Barômetro/Manômetro, portátil; 
• Termostato de imersão 100 ºC. 
 
Metodologia 
O equipamento necessário para realizar este experimento deve estar previamente 
montado. 
 Com o auxílio de uma pipeta, colocar 50 mL de tolueno dentro do frasco com 
duas bocas e capacidade de 100 mL. Vedar o frasco com uma tampa impregnada com 
graxa. Girar a válvula de três vias da garrafa de segurança para abrir a conexão do 
aparato para a bomba de jato de água. Ligar a bomba. Após alguns segundos o líquido 
começará a escoar, e será estabelecida uma pressão constante. Girar a torneira de três 
vias para isolar o aparato da bomba de jato de água e também da apressão atmosférica. 
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Ler e anotar a pressão exata mostrada no manômetro digital. Por um período de 5 
minutos a pressão não deve mudar nem se elevar por mais do que um máximo de 5 
hPa, caso contrário, o aparato não estará com uma boa vedação. Repetir o 
procedimento de ligare desligar o sistema várias vezes para remover todo o ar residual 
de forma que a fase gasosa fique somente vapor puro (abrir somente o sistema para o 
vácuo por curtos períodos para ter um mínimo de perdas do fluido). Ler e anotar a 
pressão de vapor mostrada pelo manômetro digital. 
Cuidadosamente deixar entrar ar no aparato, adicionar 10 mL de benzeno e repetir o 
experimento para determinar a pressão de vapor da mistura. Proceder desta maneira 
com mais três porções de 10 mL de benzeno, obtendo um total de 40 mL de benzeno. 
 Repetir todo o procedimento, mas agora, iniciar com 50 mL de benzeno e 
adicionar tolueno em porções de 10 mL. 
 
Dados Obtidos 
Nome: ___________________________________________________________ 
Data: ___/___/___ 
Temperatura Ambiente: _____ºC 
Temperatura do experimento:_____ºC 
 
Valores de referência 
 Massa molar Densidade P* 
Tolueno 92.14 g/mol 0.8669 g/cm³ 3.8 kPa 
Benzeno 78.11 g/mol 0.8765 g/cm³ 13.5 kPa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Tabela 1: Composição das soluções e pressões de vapor determinadas 
experimentalmente 
Tolueno/ ml Benzeno/ ml xBenzeno p/ hPa 
50 0 
50 10 
50 20 
50 30 
50 40 
25 25 
0 50 
10 50 
20 50 
30 50 
40 50