Propriedades coligativas

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Curso: Licenciatura em Química 
 
 
 
Disciplina: Físico-Química Experimental III 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS (NAFTALENO E ENXOFRE) 
 
 
 
 
Professora: Indi Assis Rodrigues 
 
 
 
 
Alunos: Fábio Alves Leão 
Anderson Martins 
 
 
 
 
Novembro de 2017 
1. INTRODUÇÃO 
 
As propriedades coligativas são aquelas que percebemos quando é adicionado 
um soluto não volátil a um solvente. A intensidade com que essas propriedades 
apresentam-se depende somente da quantidade de partículas do soluto na solução, mas 
não depende da natureza do soluto. Os solutos não voláteis podem 
ser moleculares ou iônicos (BARBOSA, 2007). 
As quatro propriedades coligativas são, de acordo com Ball (2010): 
Tonoscopia ou tonometria 
 O efeito tonoscópico é a diminuição da pressão de vapor de um líquido quando 
um soluto não volátil é adicionado a ele. Quando preparamos uma mistura de água e 
açúcar, por exemplo, as moléculas de açúcar dissolvem-se porque são polares como as 
moléculas de água. Elas interagem umas com as outras por meio de forças 
intermoleculares, o que dificulta que as moléculas de água da superfície do líquido 
passem para o estado de vapor e escapem do solvente. 
Ebulioscopia ou ebuliometria 
O efeito ebulioscópico é o aumento do ponto de ebulição de um líquido quando 
adicionamos um soluto não volátil a ele Isso acontece pelo mesmo motivo mencionado 
para o efeito tonoscópico, isto é, a interação entre as moléculas do solvente e do soluto 
dificulta que a molécula passe para o estado de vapor, por isso, é necessário adicionar 
mais energia na forma de calor para que a solução entre em ebulição. 
Crioscopia ou crometria: 
O efeito crioscópico é a diminuição do ponto de congelamento de um líquido 
quando um soluto não volátil é adicionado a ele. Por exemplo, em lugares frios, as 
águas dos mares formam uma camada de gelo somente na superfície, porque ela é 
formada somente por água. Já a parte líquida que fica abaixo do gelo não se congela 
porque, além de o gelo ser um isolante térmico natural, essa água possui vários sais 
dissolvidos que diminuem o ponto de congelamento. 
Osmoscopia 
 O fenômeno da osmose ocorre quando colocamos um solvente puro e uma 
solução (ou duas soluções com concentrações diferentes) separados por uma membrana 
semipermeável e ocorre a passagem de solvente pela membrana no sentido do solvente 
para a solução (ou da solução menos concentrada para a mais concentrada). 
A naftalina, quimicamente designada de naftaleno, é um hidrocarboneto 
aromático cuja molécula é constituída por dois anéis benzênicos condensados. 
Apresenta a fórmula molecular C10H8. É uma substância cristalina branca, em forma de 
lâminas, volátil, com odor característico das esferas antitraça, e que arde com chama 
luminosa. O enxofre é um elemento químico de símbolo S. À temperatura ambiente, o 
enxofre encontra-se no estado sólido. É um não-metal insípido e inodoro, facilmente 
reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito 
e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O 
enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo 
constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser 
constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e 
de inseticidas (BARBOSA, 2007). 
 
Figura 1: Naftaleno 
2. OBJETIVOS 
 
Medir o ponto de solidificação do naftaleno, comparando-o com uma solução de 
naftaleno (solvente) e enxofre (soluto), buscando, através dos devidos cálculos, obter a 
massa molecular do enxofre, S8, experimentalmente pelo efeito criométrico, ou seja, 
pelo efeito coligativo do abaixamento da temperatura de solidificação. 
 
 
3. REAGENTES E MATERIAIS 
Foram utilizados os seguintes materiais e reagentes para o experimento: 
 Suporte universal com a garra; 
 Bico de Bunsen; 
 Tripé de ferro com a tela de amianto; 
 Becker de 500 ml; 
 Tubo de ensaio grande; 
 Termômetro; 
 Balança analítica; 
 Papel de filtro; 
 Naftaleno (C10H8); 
 Enxofre (S8); 
 Água destilada. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Em uma balança analítica foram pesados 10,053g de naftaleno em um tubo de 
ensaio grande. Encheu-se um Becker até sua metade com água destilada. Logo após, foi 
montada a aparelhagem necessária para a realização da prática, como mostra a Figura 2. 
 
 
Figura 2. Esquema da aparelhagem utilizada para a determinação da massa molecular 
do enxofre. 
 
 Mergulhou-se o tubo de ensaio no Becker contendo água, e inseriu-se um 
termômetro dentro do tubo. Com os aparelhos devidamente montados, acendeu-se o 
Bico de Bunsen e observou a fusão do naftaleno. Quando houve a fusão de todo sólido 
do tubo, desligou-se o gás, e retirou-se o tudo de ensaio do Becker. Deixou-se então o 
sistema resfriar e observou-se o início da solidificação do naftaleno. Anotou-se a 
temperatura de 78,3ºC nesse momento. 
 Em seguida pesou-se com exatidão 4,001g de enxofre em uma balança analítica. 
Cuidadosamente, transferiu-se o enxofre para dentro do tubo de ensaio, com o naftaleno 
já sólido, sem que houvesse nenhuma perda. Colocou-se o tubo novamente no 
aquecimento, agitando o conteúdo com o termômetro. Quando toda solução estava 
fundida, desligou-se novamente o gás e removeu o tudo do Becker, aguardando o 
resfriamento. Assim que a solidificação começou, anotou-se a temperatura de 69,6ºC. 
 Em seguida procedeu-se com os devidos cálculos para obtenção da massa 
molecular do enxofre. 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Após seu aquecimento no tubo de ensaio, o naftaleno agora líquido, cuja massa 
precisa era de 10,053g, começa o seu processo de resfriamento em condições ambientes, 
e a certa temperatura, volta ao seu estado sólido normal. No início da solidificação do 
naftaleno puro, anotou-se a temperatura de 78,3ºC medida com termômetro. 
 Em seguida, foi adicionado ao naftaleno já solidificado 4,001g de enxofre, e 
repete-se o processo de aquecimento e resfriamento da solução. No início da 
solidificação da solução, mediu-se a temperatura de 69,6ºC. 
 Por definição, temos que: 
Δtc = tc – tc’ = i . Kc . W 
 E também que: 
W = 1000 . m1 
m2 . M1 
Por fim, para o cálculo da massa molecular do enxofre, utilizou-se a relação: 
Δtc = i . Kc . 1000 . m1 
 m2 . MM1 
Onde: 
Δtc = Efeito criométrico; 
tc = temperatura de solidificação do solvente 
tc’ = temperatura de solidificação do solvente na solução 
i = Fator de Van’t Hoof; 
Kc = Constante criométrica do solvente; 
m1 = Massa do soluto; 
m2 = Massa do solvente; 
MM1 = Massa molecular do soluto. 
 
 A constante de criometria do naftaleno foi dada Kc = 6,9. Temos que a massa do 
solvente (m2) corresponde a 10,053g e a massa do soluto (m1) a 4,001g. O valor do 
efeito criométrico dessa reação é: 
Δtc = tc – tc’ 
Δtc = 78,3ºC – 69,6ºC 
Δtc = 8,7ºC 
 O fator de Van’t Hoof (i) é utilizado para calcular e analisar os efeitos 
coligativos, as alteração das propriedades físicas, como temperatura de fusão e ebulição 
de solventes, ao se adicionar um soluto não volátil em soluções iônicas. Por definição, 
tem-se que: 
i = 1+ α . (q - 1) 
Onde: 
α = Grau de ionização; 
q = Número total de íons liberados na ionização de um composto. 
 
 Como o grau de ionização da solução foi de 100% (α = 1), o fator de Van’t Hoff 
será igual ao número de íons gerados, ou seja, i = 1. 
 Para determinar a massa molecular do soluto (M1), obteve-se: 
Δtc = i . Kc . 1000 . m1 
 m2 . MM18,7 = 1 . 6,9 . 1000 . 4,001 
 10,053 . MM1 
 
MM1 = 315,65 g/mol 
 Através da prática realizada, encontrou-se a massa molecular do enxofre: 315,65 
g/mol. 
Através da variação de temperatura, adquirida entre o naftaleno puro e a mistura 
do mesmo com o enxofre, foi possível determinar a massa molecular experimental do 
enxofre. A temperatura média de solidificação do enxofre é de 80°C, e a temperatura 
encontrada foi de 69,6ºC. A massa molecular teórica do enxofre (S8) é 256,56 g/mol, e 
foi encontrado na prática um valor experimental de 315,65 g/mol, um pouco acima do 
esperado. Essa diferença de valores ocorreu provavelmente pôr o naftaleno ter alguma 
impureza, a balança não estar devidamente calibrada, muita massa de enxofre ficou 
retido nas paredes do tubo de ensaio ou os compostos estarem um pouco fora da 
quantidade necessária. Percebe-se que um erro de poucas gramas na pesagem pode 
alterar o resultado final. 
O abaixamento no ponto de congelamento na prática realizada foi utilizado para 
calcular a massa molecular do soluto, pois o abaixamento no ponto de congelamento é 
proporcional à molaridade do soluto. Notou-se que a temperatura de solidificação 
diminuiu, isso ocorreu porque na presença de um soluto o ponto de solidificação do 
solvente diminui. Na presença de um soluto no solvente em estado líquido, a entropia 
do soluto aumenta, com isso diminui a energia livre, aumentando o ponto de ebulição. 
 
Cálculo do erro 
256,56 g/mol--------------------100% 
315,65 g/mol--------------------X 
X= 123,03 – 100 
X= 23,03% 
 
Foto 1: Experimento. 
 
 
6. CONCLUSÃO 
 
 No experimento realizado podemos observar os efeitos da elevação do ponto de 
fusão e do abaixamento do ponto de congelamento devido a presença de um soluto na 
solução. Esse efeito pode ser usado no laboratório para avaliar o grau de pureza de um 
composto sólido. Através das propriedades coligativas, no caso das temperaturas de 
fusão e de ebulição encontradas nas duas etapas do procedimento, é possível calcular a 
massa molar do soluto e, comparando com o valor informado pela literatura, o erro 
experimental. Vários são os fatores que podem ocasionar erros experimentais, como 
arredondamento de valores utilizados nos cálculos, pesagem das substâncias ou na 
determinação das temperaturas do sistema. 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente 
/ Peter Atkins, Loretta Jones; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 5ª ed. Porto 
Alegre: Bookman, 2012. 
BALL, David W. Físico-química. São Paulo, SP: Pioneira Thomson Learning, 2005-
2006. 2 v. ISBN 8522104174 (v. 1) 
BARBOSA, Addson L. Dicionário de Química. 4ª ed. Goiânia: AB Editora, 2007. 
CASTELLAN, Gilbert William. Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos, c1986. 527 p. 
CHANG. Reymond. Química Geral: conceitos essenciais. Quarta edição, MC Graw 
Hill, São Paulo, 2012. 
Roteiro de aulas práticas de Físico-química III. 
 
 
 
 
QUESTÕES 
1) Explique a diferença entre a pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, 
diminuição do ponto de congelamento e pressão osmótica. 
Pressão de vapor é a pressão exercida por um vapor quando este está em 
equilíbrio termodinâmico com o líquido que lhe deu origem, ou seja, a quantidade de 
líquido que evapora é a mesma que se condensa. Quanto maior for a quantidade de 
partículas do soluto não volátil dissolvidas na solução, maior será a elevação do ponto 
de ebulição do solvente. Considera-se ponto de ebulição da água na solução a 
temperatura em que a ebulição tem início. 
Abaixamento crioscópico é a propriedade coligativa que indica a diminuição do 
ponto de congelamento de um líquido, provocado pela adição de um soluto não-volátil 
que diminui a pressão de vapor do líquido. Pressão osmótica pode ser definida como 
a pressão externa que deve ser aplicada a uma solução mais concentrada para evitar a 
diluição (osmose). 
 
2) Explique detalhadamente em termos físico-químicos as mudanças que ocorrem 
durante o experimento. 
Primeiro ocorre a ebulioscopia, que é a elevação da temperatura de ebulição de 
um líquido, por meio da adição de um soluto não volátil. A diminuição da pressão 
máxima de vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva inevitavelmente ao 
aumento da temperatura de ebulição. Quanto maior a concentração do soluto, maior a 
elevação da temperatura de ebulição do solvente e maior a temperatura de ebulição do 
mesmo. 
Posteriormente ocorre a crioscopia, que é o abaixamento da temperatura de 
congelação de um líquido, por meio da adição de um soluto. A diminuição da pressão de 
vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva à diminuição da temperatura de 
congelamento. Quanto maior a concentração do soluto, maior o abaixamento da 
temperatura de congelamento do solvente e menor a temperatura de congelamento do 
mesmo. 
3) Calcule a massa experimental do enxofre. 
Δtc = tc – tc’ 
Δtc = 78,3ºC – 69,6ºC 
Δtc = 8,7ºC 
Δtc = i . Kc . 1000 . m1 
 m2 . MM1 
 
8,7 = 1 . 6,9 . 1000 . 4,001 
 10,053 . MM1 
 
MM1 = 315,65 g/mol 
 
4) Construa o gráfico relacionando a temperatura com as propriedades 
coligativas observadas.