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FUNDAÇÃO EDUCACIONAL MONTES CLAROS FACULDADE DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA DE MONTES CLAROS ENGENHARIA QUÍMICA FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL II RELATÓRIO DE AULA PRATICA: Propriedades Coligativas: Determinação do Grau de Dissolução iônica pela elevação ebulioscópica 5° Período Acadêmicos: Ana Cecília Librelon Ivan Martins Júnior Luiz Henrique Nobre Rafael Nogueira Stefany Fonseca Docente: Prof. Ms. Gelson Cerqueira Jr. Montes Claros – MG Abril de 2016 1. INTRODUÇÃO: A ebulioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a elevação da temperatura de um líquido quando a ele de adiciona um soluto. A pressão de vapor de uma solução é sempre menor que a pressão de vapor do respectivo solvente puro. Para que a água entre em ebulição é necessária que sua pressão de vapor se iguale a pressão externa, o que ocorre numa temperatura superior a 100. [1] Quando adicionarmos um soluto à água em ebulição sua pressão diminui, ficando menor que a pressão externa. Esta água com soluto entrara em ebulição numa temperatura maior do que da água, ou seja, o ponto de ebulição da água com soluto aumenta, portanto, quanto menor a pressão de vapor maior a temperatura de ebulição. [1] Por ser uma propriedade coligativa, o abaixamento da pressão de vapor em soluções diluídas depende da concentração das partículas do soluto, mas não de sua natureza química. [2] O objetivo geral é obter o grau de dissociação iônica de um sal por elevação ebulioscópica. 2. OBJETIVOS: 2.1. Objetivos Gerais: Obter o grau de dissociação iônica de um sal por elevação ebulioscópica. 2.2. Objetivos Específicos: Aprender trabalhar em equipe; Aprender sobre técnicas de laboratório; Aplicar as técnicas adequadas para o procedimento; Visualização dos conceitos explicados e discutidos em aula teórica; 3. MATERIAIS E REAGENTES: 01 Tubo de ensaio comum; 01 Tubo de ensaio grande; 01 Béquer de 250 mL; Termômetro 0 até 110°C; Pipeta de 20 mL; Rolhas para os tubos de ensaio comum e grande; Suporte universal; Garras metálicas; Tela de amianto; Tripé de ferro; Bico de Bunsen; Balança analítica; Água destilada; Nitrato de potássio, KNO3(s) (Vertec); Óleo comestível; 4. PARTE EXPERIMENTAL: Colocou-se o óleo em um béquer de 250 mL até 2/3 do volume (Usou-se o óleo para a água ser aquecida de forma uniforme.) Em um tubo de ensaio comum, colocou-se água até 1/3 do volume e fechou com a rolha. Fez se um orifício na rolha e introduziu-se neste orifício um termômetro de 0 a 110°C. Montou-se a aparelhagem como mostra a figura 1. Com cuidado para não deixar o tubo fechado (caso ocorra à obstrução, não haverá possibilidade de saída de vapor durante o aquecimento da água). Acendeu-se o bico de Bunsen e lentamente, iniciou-se o aquecimento do óleo. Obteve-se o início da ebulição da água no tubo de ensaio aos 99°C, ao acrescentar o KNO3 a temperatura da elevou-se para 102°C. Apagou-se o bico de Bunsen, esperou-se obter o resfriamento e repetiu-se a operação para a confirmação do valor da temperatura. Pesou-se 5g de Nitrato de potássio (KNO3) e transferiu-se para o tubo de ensaio grande. Com uma pipeta, adicionou-se 10 mL de água sobre o KNO3. Deixou-se a água escorrendo pelas paredes do tubo para arrastar e dissolver todo o sal. Agitou-se cuidadosamente o conteúdo do tubo, até obter a dissolução completa do sal. Colocou-se o tubo de ensaio da figura 1, no lugar do tubo de ensaio comum que foi utilizado para determinar a temperatura de ebulição da água. Utilizou-se outra rolha com o termômetro para cobrir a boca do tubo de ensaio. Com cuidado para não obstruir a saída do tubo de ensaio. Acendeu-se o bico de Bunsen e lentamente iniciou-se o aquecimento do óleo. Observou-se atentamente o início da ebulição da solução de KNO3 na água no tubo de ensaio. Após o início da ebulição, aferiu-se a temperatura. Apagou-se o bico de Bunsen, esperou-se resfriar para repetir a operação e confirmar a temperatura. Figura 1: Esquema da aparelhagem utilizada para a determinação do grau de dissolução iônica do nitrato de potássio (KNO3). 5. RESULTADOS E DISCUSSÔES: O calculo da constante ebulioscópica da água é encontrado pela seguinte equação: . Massa do solvente em Kg/mol. Constante dos gases. Temperatura. Entalpia de vaporização. A molalidade (w) da solução é definida pela equação: Número de mols do soluto. Massa do solvente. Calculo do fator de Van’t Hoff (i) pela equação: Variação da temperatura ebulioscópica. Constante ebulioscópica. Molalidade da solução. Calculo do grau de dissociação iônica para o KNO3 pela equação: Fator de Van’t Hoff. Numero de íons do soluto. Formula para determinar o erro: Constante ebulioscópica da literatura. Constante ebulioscópica do experimento. Utilizando as equações citadas acima, encontramos os seguintes valores: (Constante ebulioscópica) (Molalidade da solução) (Fator de Van’t Hoff) (Dissociação iônica) A temperatura média de ebulição da água obtida foi de 99. A água entra em estado de ebulição a 100, porém ao nível do mar, porém a pratica foi realizada acima do nível do mar, onde temos um decréscimo de pressão atmosférica e, assim uma diminuição do ponto de ebulição da água. Também pela falta de visualização para a aferição do termômetro, ocorrido pela ofuscação do mesmo em decorrência do vapor da água, pode-se falar que o valor da aferição foi próximo do valor real. Ao adicionarmos o soluto KNO3 ao tubo de ensaio, percebemos que a solução esfriou-se tornando a reação endotérmica, e não houve a dissolução do soluto no solvente, só houve a dissolução do soluto após o aquecimento, quando o óleo quente troca calor com a solução. “Quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, o ponto de ebulição dessa mistura é maior que o ponto de ebulição do solvente inicialmente puro.” [2] Foi comprovado quando a temperatura de ebulição da solução de KNO3 e água, foi de 102 aumentado a temperatura de ebulição, como esperado no experimento. Ao calcularmos a constante ebulioscópica, encontramos um valor diferente da mencionada na literatura. Então calculamos o erro, que foi de 47,95%, esse erro pode ter sido ocasionado quando aferimos a temperatura, pois com o vapor da água tivemos dificuldade de aferir. Constante ebulioscópica da água: (K×kg)/mol. [3] 6. CONCLUSÃO: Ao realizar o experimento observou-se que, quanto maior a quantidade de partículas dispersas na solução, maior será o ponto de ebulição. Quando o solvente entra no estado de ebulição, a solução fica mais concentrada com este acontecimento, aumenta a dificuldade de ebulição do solvente restante. Concluindo, diminuindo-se a pressão de vapor da solução, a temperatura do estado de ebulição irá aumentar. Assim, será necessário uma maior temperatura para que a ebulição ocorra. Isso explica o fato de que a solução contendo um soluto não-volátil como o KNO3 entra em ebulição a uma temperatura mais elevada. A realização deste experimento aprimorou as nossas técnicas em laboratório, e o trabalho em grupo. 7. BIBLIOGRÁFIA: [1] FONSECA, Martha Reis Marques da. Química: físico química. São Paulo: FTD, 1992. [2] RUSSELL, John Blair. Química geral. 2. Ed. São Paulo: Makron, 1994. [3] Atkins, P.W.; Físico-Química, 9a. ed., LTC –Livros Técnicos Editora S.A.: Brasil, 2012.
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