RELATÓRIO DE FÍSICO QUÍMICA II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECÔNCAVO DA BAHIA – UFRB 
CENTRO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES – CFP 
CAMPUS DE AMARGOSA 
Curso: Licenciatura em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DESTILAÇÃO FRACIONADA E DIAGRAMA DE EQUILÍBRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Amargosa - BA 
Março/2017 
ALINE SILVA DA COSTA 
ANA JAQUELINE SOUZA 
JAIRO DOS SANTOS SOUZA 
TAÍS MAIA MACIEL 
TÂNIA ESPERANÇA SILVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
DESTILAÇÃO FRACIONADA E DIAGRAMA DE EQUILÍBRIO 
 
 
Relatório de atividade experimental 
apresentado ao Curso de Licenciatura em 
Química da Universidade do Recôncavo 
da Bahia, ao Prof. Dr. Rodrigo De Paula, 
como parte das atividades avaliativas da 
disciplina Físico-Química II. 
 
 
 
 
 
 
Amargosa - BA 
Março/2017
ÍNDICE 
 
RESUMO...................................................................... Erro! Indicador não definido. 
ABSTRACT........................................................................................................VI 
1- INTRODUÇÃO ......................................................... Erro! Indicador não definido. 
2- OBJETIVOS ............................................................. Erro! Indicador não definido. 
3- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ....................... Erro! Indicador não definido. 
3.1- MATERIAIS........................................................ Erro! Indicador não definido. 
3.2- REAGENTES ..................................................... Erro! Indicador não definido. 
3.3- METODOLOGIA ................................................ Erro! Indicador não definido. 
4- RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................... Erro! Indicador não definido. 
5- CONCLUSÃO .......................................................... Erro! Indicador não definido. 
6-REFERÊNCIAS..............................................................................................14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A destilação é um processo caracterizado por uma mudança de estado 
físico, em que uma substância, inicialmente no estado líquido, é aquecida até 
atingir a temperatura de ebulição, transformando-se em vapor, que será 
novamente resfriada até que retorne ao estado líquido. 
Os primeiros estudos científicos documentados sobre a destilação 
surgiram por volta da Idade Média, com o alquimista Geber. Foi ele, quem 
inventou o alambique, que é um aparato usado até hoje para fazer destilações 
de bebidas alcoólicas, como a cachaça. Neste método utiliza-se um balão de 
destilação, uma coluna de Vigreux ou coluna de fracionamento, um 
condensador e um receptor. Este tipo de destilação consiste em apenas uma 
etapa de vaporização e condensação. Utiliza-se quatro equipamentos, um 
alambique, um condensador, um receptor (ou balão de recolhimento) e um 
termômetro. A vaporização se dá pelo aumento rápido da temperatura ou pela 
redução de pressão no alambique, onde a mistura a ser purificada está 
inicialmente. O vapor gerado no alambique é imediatamente resfriado no 
condensador. O líquido condensado, também chamado de destilado, é 
armazenado no receptor ou no balão de recolhimento [2]. 
A química moderna faz uso principalmente de quatro técnicas de 
destilação: destilação simples, destilação fracionada, destilação a pressão 
reduzida e destilação por arraste a vapor [1]. 
 
 Destilação fracionada 
 
A destilação fracionada é o método utilizado para separar misturas 
homogêneas, do tipo líquido – líquido. Neste tipo de processo os líquidos são 
separados através de seus pontos de ebulição, desde que eles não sejam 
muito próximos. 
A destilação fracionada é praticamente igual à destilação simples em 
termos de princípio da técnica e de equipamento. O que difere uma da outra é 
que enquanto na destilação simples ocorre apenas uma vaporização seguida 
de resfriamento e condensação, na destilação fracionada este processo ocorre 
inúmeras vezes, proporcionando uma purificação mais eficaz da mistura. 
O que permite a ocorrência dessas várias vaporizações e condensações 
é a coluna de fracionamento. Esta coluna possui uma configuração tal que 
aumenta a superfície de contato com o líquido, levando a condensação. Este 
condensado ao entrar em contato com o vapor aquecido que vem subindo do 
balão troca calor e vaporiza-se novamente, sendo que a cada ciclo de 
vaporização/condensação o condensado torna-se mais rico no componente 
mais volátil e o ponto de ebulição da mistura diminui até chegar ao ponto de 
ebulição do componente mais volátil puro. Existem diversos tipos de colunas de 
fracionamento no mercado, sendo a Vigreux a mais utilizada, mas qualquer 
tubo de vidro recheado para aumentar a superfície de contato serve como 
coluna de fracionamento [1]. 
 O petróleo é um exemplo de mistura que passa por várias etapas de 
destilação antes de resultar em produtos realmente úteis ao homem, como por 
exemplo a gasolina, óleo diesel, querosene, asfalto e outros [2]. 
A efetividade de uma coluna de destilação se expressa em termos de 
seus pratos teóricos. O prato teórico é uma seção hipotética da coluna que 
produz uma separação tal de componentes que o vapor que sai pela parte 
superior da seção tem a composição do vapor que está em equilíbrio com o 
líquido que está caindo pelo fundo da seção. Uma coluna formada por um tubo 
simples de 1 cm de diâmetro e 1m de comprimento poderia ter somente o 
equivalente a um prato teórico, enquanto que o mesmo tubo preenchido 
adequadamente pode ser equivalente a 20 ou mais pratos teóricos [3]. 
 
Fundamentos da Destilação 
 
A tendência de um líquido vaporizar numa dada temperatura é 
determinada por sua pressão de vapor. A pressão de vapor é a pressão 
exercida pelo vapor de uma substância quando esta se encontra em equilíbrio 
com sua fase líquida. Quando moléculas do líquido atingem energia cinética 
suficiente para vencer a força atrativa de suas vizinhas, estas passam para o 
estado de vapor ou vaporizam-se. A diferença entre as pressões de vapor de 
diferentes líquidos depende apenas das diferentes forças de interação entre 
suas moléculas. Líquidos com forças intermoleculares maiores terão pressão 
de vapor menor. 
Como a quantidade de energia cinética aumenta com a temperatura, ao 
aquecer um líquido um número maior de moléculas atingirá energia cinética 
suficiente para vaporizar, aumentando a pressão de vapor. Quando a pressão 
de vapor se iguala à pressão externa, o líquido entra em ebulição. A 
temperatura de ebulição de um líquido varia muito com a pressão externa. 
Todos os compostos orgânicos estáveis possuem uma temperatura de 
ebulição característica a 1 atm (atmosfera), esta temperatura é denominada de 
ponto de ebulição. O ponto de ebulição de uma substância pura permanece 
constante enquanto houver líquido e vapor presentes, formando um patamar. O 
ponto de ebulição de uma mistura depende das pressões de vapor de seus 
componentes. 
Um soluto pode abaixar ou aumentar o ponto de ebulição. Se o soluto for 
menos volátil do que o solvente ele irá aumentar o ponto de ebulição, se for 
mais volátil irá diminuir o ponto de ebulição. Por exemplo, ao adicionar sal de 
cozinha ou ácido acético em água ocorrerá o aumento do ponto de ebulição da 
água. Já se acontecer a adição do metanol a água o ponto de ebulição irá 
diminuir, pois o metanol é mais volátil do que a água. A temperatura de 
ebulição também deixará de se apresentar como um único patamar, constante, 
pois à medida que o componente mais volátil destila a concentração do menos 
volátil aumenta, aumentando o pontode ebulição [1]. 
Soluções ideais são aquelas em que os líquidos puros quando 
misturados possuem interações intermoleculares muito fracas entre si, 
exercendo, portanto suas próprias pressões de vapor independentes um do 
outro. Neste caso, estes líquidos seguem a lei de Raoult. Esta lei estabelece 
que, para uma solução ideal, a pressão parcial de um componente, 𝑝𝑖, é 
proporcional a sua fração molar na fase líquida. A constante de 
proporcionalidade é a pressão do vapor do componente puro 𝑝𝑖*: 
pi=Xipi* Equação 1 
 
Se a solução for ideal, utiliza-se a lei de Raoult para entender os 
potenciais químicos dos líquidos em equilíbrio com seus vapores, em sistemas 
com dois componentes [4]. 
 
 μi(l) = μi(g) + RT ln 
xi pi∗
pi° 
 Equação 2 
 
A equação 2 pode ser rearranjada, isolando-se os valores de pi* (a 
pressão de vapor do equilíbrio) e pi° (a pressão padrão): 
 𝜇𝑖(𝑙) = 𝜇𝑖°(𝑔) + 𝑅𝑇 𝑙𝑛
 𝑝𝑖
𝑝𝑖° 
+ 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑥𝑖 Equação 3 
Os primeiros dois termos do lado direito da equação 3 são constantes a 
uma determinada temperatura. Desta forma, eles são agrupados em um único 
termo constante, μi′ (g): 
 Equação 3: 
𝜇𝑖′(𝑔) ≡ 𝜇𝑖°(𝑔) + 𝑅𝑇 𝑙𝑛
 𝑝𝑖 ∗
𝑝𝑖°
 
Substituindo, encontra-se a expressão para o potencial químico de um 
líquido em uma solução ideal. 
 μi(l) = μi′(g) + RT ln xi i = 1, 2 Equação 5 
Em sistemas com múltiplos componentes, os potenciais químicos dos 
líquidos estão relacionados com as suas frações molares. Se a fase de vapor é 
tratada como um gás ideal, a lei das pressões parciais de Dalton indica que a 
pressão total é a soma das pressões parciais individuais [4]. 
Assim, para um sistema de dois componentes, têm-se: 
 ptot = p1 + p2 Equação 6 
Utilizando a lei de Raoult: 
 ptot = x1p1* + x2p2* Equação 7 
Mas, 𝑥1 e 𝑥2 não são independentes (as frações molares da fase líquida tem 
de ser igual a 1), então 𝑥1 + 𝑥2 = 1 ou 𝑥2 = 1 − 𝑥1. 
Substituindo: 
𝑝𝑡𝑜𝑡 = 𝑥1𝑝1* + ( 1 − 𝑥1 ) 𝑝2* Equação 8 
Rearranjando a equação: 
 𝑝𝑡𝑜𝑡 = 𝑝2* + ( 𝑝1* − 𝑝2*) 𝑥1 Equação 9 
 
Neste caso, 𝑥1 representa a fração molar do componente 1 na fase líquida. 
Utilizando a Lei de Dalton, é possível representar as frações molares na fase 
de vapor. 
Equação 10 
𝑦1 =
𝑝1
𝑝𝑡𝑜𝑡
=
𝑝1
𝑝1+ 𝑝2
=
𝑥1𝑝1 ∗
𝑥1 𝑝1 ∗ + 𝑥2 𝑝2 ∗
 
 
Usando a lei de Raoult para substituir 𝑝1 e 𝑝2 por 𝑥1𝑝1
* e 𝑥2𝑝2
*, obtêm-se: 
Equação 11 
 
𝑦1 =
𝑥1𝑝1 ∗
𝑥1 𝑝1 ∗ +( 1 − 𝑥1)𝑝2 ∗
 
 
𝑦1 =
𝑥1𝑝1 ∗
𝑝2 ∗ +( 𝑝1 ∗ −𝑝2 ∗)𝑥1
 
 
A fração molar do componente 2 é: 
Equação 12 
 
𝑦2 =
𝑥2𝑝2 ∗
𝑥1 𝑝1 ∗ + 𝑥2 𝑝2 ∗
 
 
A pressão total (𝑝𝑡𝑜𝑡) acima da solução pode ser descrita em termos da 
pressão de vapor. 
 𝑝𝑖 = 𝑦𝑖𝑝𝑡𝑜𝑡 Equação 13 
 
Combinando esta equação com a lei de Raoult, obtêm-se: 
 
 𝑦𝑖𝑝𝑡𝑜𝑡 = 𝑥𝑖𝑝𝑖
* Equação 14 
 
Esta equação relaciona a pressão total 𝑝𝑡𝑜𝑡 , a pressão de vapor do 
iésimo componente 𝑝𝑖
* e as frações molares do iésimo componente na fase 
líquida (𝑥𝑖) e na fase gasosa 
 (𝑦𝑖). Resolvendo para
 𝑝𝑡𝑜𝑡 : 
Equação 15 
𝑝𝑡𝑜𝑡 = 
𝑥𝑖𝑝𝑖 ∗
𝑦𝑖
 
Admitindo que 𝑖 = 1 
Equação 16 
𝑥1 =
𝑦1𝑝2 ∗
𝑝1 ∗ + ( 𝑝2 ∗ − 𝑝1 ∗) 𝑦1 
 
 
Substituindo a equação 16 na equação 15, chega-se a: 
Equação 17 
 
𝑝𝑡𝑜𝑡 =
𝑦1𝑝2 ∗ 𝑝1 ∗
[𝑝1 ∗ + ( 𝑝2 ∗ − 𝑝1 ∗) 𝑦1]𝑦1 
 
 
Os termos 𝑦1 no numerador e no denominador se cancelam, e a expressão 
final é: 
 
𝑝𝑡𝑜𝑡 =
𝑝2 ∗ 𝑝1 ∗
𝑝1 ∗ + ( 𝑝2 ∗ − 𝑝1 ∗) 𝑦1 
 
 
 
3- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1- MATERIAIS 
Parte 1: 
 7 Provetas de 10 mL; 
 Balança Analítica; 
 Micropipetas de 1000 µL; 
 Béqueres de 100 mL; 
 Pipetas graduadas de 1 mL, 5 mL e 10 mL; 
 Pipetas volumétricas de 1 mL, 2 mL, 5 mL e 10 mL; 
 7 vidros de relógio; 
 2 Peras; 
 Papel toalha; 
 Capela com exaustor. 
 Parte 2: 
 10 Provetas de 10 mL; 
 Esfera de vidro (perola de vidro); 
 Balança Analítica; 
 Micropipeta de 1000 µL (microlitros); 
 10 vidros de relógio; 
 Sistema de destilação fracionada; 
 Termômetro, Papel toalha; 
 Chapa aquecedora; 
 Capela com exaustor. 
3.2- REAGENTES 
Parte 1: 
 n-Hexano (C6H14) P.A; 
 Diclorometano (CH2Cl2). 
 
Parte 2: 
 Mistura (Diclorometano / n-Hexano). 
 
3.3- METODOLOGIA 
Parte 1: 
Inicialmente transferiu-se uma quantidade de n-Hexano para um béquer 
de 100 mL dentro da capela com o exaustor ligado. Fez-se o mesmo para o 
Diclorometano (CH2Cl2). A seguir, com auxilio das pipetas (volumétricas e 
graduadas) mediu-se os seguintes volumes dos solventes A (CH2Cl2) e B 
(nHexano), recomendados na tabela 1, só que medidos separadamente. 
Portanto, como indicado na tabela 1, para a solução A, pipetou-se apenas 
10 mL de n-Hexano, transferiu-se para uma proveta de 10 mL e anotou-se o 
valor do volume final observado da substância na coluna correspondente da 
tabela 1. Em seguida, para a solução B, utilizou-se outra pipeta limpa, onde 
mediu-se 2 mL do solvente A (CH2Cl2) e transferiu-se para uma segunda 
proveta de 10 mL, onde do mesmo modo, ainda para a solução B, pipetou-se 8 
mL do solvente B (n-Hexano), e adicionou-se na referida proveta, em que 
novamente anotou-se o valor do volume final observado da mistura na coluna 
correspondente da tabela 1. Repetiram-se os mesmos passos acima descritos, 
só que de acordo com as indicações apresentadas na tabela 1, sendo assim 
preparadas 7 soluções no total (A-G). 
Após isso, com o auxílio de uma micropipeta de 1 mL (= 1000 µL), 
obedecendo a sequencia das preparações das soluções na tabela 1, mediu-se 
e transferiu-se 1 mL de cada uma delas para os vidros de relógios devidamente 
tarados na balança analítica em que, imediatamente anotou-se a massa 
pesada das referidas soluções na tabela 1. Lembrando que pesou-se as 
soluções em duplicata. 
Por fim, recolheram-se as soluções das provetas, transferindo-as para um 
fraco de vidro âmbar, onde etiquetou-se e guardou-se na geladeira. 
Realizaram-se os cálculos necessários para completar as colunas restantes da 
tabela 1, e consequentemente para a construção dos gráficos para cada 
solvente. 
 
 
Parte 2: 
O equipamento de destilação fracionada já estava montado. Então, de 
inicio, apanhou-se na geladeira o frasco âmbar contendo a mistura 
(diclorometano / nHexano) que foi preparada na aula prática anterior. Logo, 
introduziu-se o conteúdo do frasco no balão de fundo redondo acoplado ao 
sistema de destilação fracionada, e adicionou-se no mesmo uma quantidade 
necessária de pérolas de vidro (pérolas de ebulição) para evitar aquecimento 
incorreto (aquecimento brusco). 
Após isso, ligou-se a chapa para aquecer a mistura no balão, só que á 
uma temperatura baixa, onde o aquecimento deu-se de forma lenta. Quando o 
liquido começou a entrar em ebulição, anotou-se a primeira temperatura 
observada coletando a seguir, numa proveta, 2 mL de material destilado. Em 
seguida levou-se a primeira amostra do destilado para pesar. Com auxilio de 
uma microproveta (1 mL = 1000 µL), adicionou-se uma 1 mL desse material em 
um vidro de relógio já tarado na balança analítica e imediatamente anotou-se a 
massa medida.Ao mesmo instante em que uma amostra de 2 mL do material destilado 
era coletada numa proveta, substituíam-se outra proveta limpa para colher 
outras 2 mL de material destilado; a cada coleta, dessas amostras, anotou-se a 
temperatura do vapor e a massa destas, e assim sucessivamente, até ebulir 
todo o material do balão.