Apostila LEQ 1 modificada

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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
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..................................
Instruções Gerais para realização dos experimentos
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;
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;
Durante a experiência o aluno deverá tomar nota dos dados observados e colocá-los na folha apropriada para a apresentação posterior;
No caso de ausência, o aluno deverá recuperar somente uma prática que será no final do semestre; 
O aluno tem direito a olhar o relatório depois da correção, dirigir-se-á então ao seu professor;
 Para qualquer reclamação, o aluno deverá dirigir-se ao professor responsável pela disciplina;
OBS: É obrigatório o uso de bata na realização dos experimentos.
Roteiro de Relatório
O que considerar ao planejar um relatório? 
O texto deve ser conciso, informativo, com detalhamento apropriado para que seja compreensível. 
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.
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.
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?
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:
 Bird, Stewart & Lightfoot; Fenômenos de Transporte. Ed. LTC 2ª Ed. 2004.
 Welty, Wilson e Wicks; Fundamentals of Momentum, Heat and Mass Trasfer. Ed John Wiley & Sons, 1976.
 www.erpficio.com\fisico-quimica. Acesso em 01/05/2010.
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.
	Onde:
r = Raio da esfera;
= Viscosidade dinâmica;
vt = Velocidade terminal ( determinada experimentalmente).
	Além da força de atrito agem sobre a esfera a força gravitacional e a força do empuxo:
	Onde:
P= Força Peso ou Força gravitacional;
Vs= Volume da esfera;
 = 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:
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.
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; 
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. 	
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
Determinação do raio da esfera de vidro;
Correçãoda velocidade terminal;
Cálculo da viscosidade dinâmica;
Cálculo da Força de atrito;
Cálculo do erro percentual da viscosidade dinâmica (Pesquisar na literatura os valores das viscosidades teóricas).
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:
 (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.
 (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:
 (Ordem global = m+n)
Como as velocidades das reações (1) e (2) são equivalentes, podemos escrever:
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:
Aplicando o método do isolamento, ou mantendo a concentração do íon persulfato em excesso, temos;
Linearizando esta equação teremos;
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:
Então:
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
Iodeto de Potássio (KI);
Água destilada;
Amido;
Persulfato de potássio ();
Tiossulfato de sódio ().
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.
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
 Cálculo das concentrações de I- e S2O82-;
 Plotar as curvas do logaritmo do inverso do tempo versus o logaritmo das concentrações iniciais do iodeto e do persulfato;
 Determinar os parâmetros da correlação linear e determinar os valores m e n;
Determina a ordem global e;
Calcular o valor da constante de velocidade da reação;
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:
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:
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 ();
Tiossulfato de sódio ().
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 !:
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.
Dados obtidos
Nome: ___________________________________________________________
Data: ___/___/___
Temperatura Ambiente: _____ºCEnsaios
	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
Determinar a constante de velocidade para as temperaturas estabelecidas, a partir da equação (6) do experimento 02
Considerar também o resultado da constante de velocidade obtida a partir da temperatura ambiente do experimento 02;
Determinar a energia de ativação através do gráfico ln k versus 1/T.
	
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.
 
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.
	
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.
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 indicada na 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.
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)
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Procedimento de cálculo
 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:
Preencher o quadro de respostas de acordo com os dados experimentais;
Demonstrar a Equação (2) a parir da equação diferencial estabelecida para um modelo de primeira ordem.
Plotar os dados experimentais da variação da condutividade com o tempo (ver Figura 1).
Fazer um gráfico Linearizando os dados experimentais de acordo com a Equação (2) acima e,
Determinar graficamente o valor da constante de velocidade;
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:
; 	 	;		;	
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. 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 , onde l é a distância entre os eletrodos e A sua área. ombinando as equações acima temos:
A condutância equivalente é obtida quando multiplicamos a condutância específica pelo volume da solução expresso em cm³, que contem um equivalente do eletrólito.
	Sabemos que c é a concentração da solução em equivalentes por litro, consequentemente V=1000/c. Então:
	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:
 		
Onde:
K é uma constante;
é a raiz quadradada concentração;
é a condutância equivalente à diluição infinita (c=0);
é a condutância equivalente na concentração (c).
No gráfico, a relação entre e 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 se aproxima de zero não podendo ser calculado no valor de 
	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:
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:
Onde:
é a condutância equivalente à diluição infinita;
é a condutância equivalente na concentração (c).
	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:
Linearizando a equação anterior, temos:
Lei da Diluição de Ostwald, podemos encontrar agora graficamente a condutância molar à diluição infinita.
	
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 todas as 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;
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)
	
	
	1
	
	
	
	
	
	2
	
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	
	4
	
	
	
	
	
	5
	
	
	
	
	
	6
	
	-
	
	
	
Tabela 2 – Eletrólito fraco (ácido acético)
	Ensaio
	Concentração (N)
	Volumes (mL) 
	K(s/cm)
	
	
	1
	
	
	
	
	
	2
	
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	
	4
	
	
	
	
	
	5
	
	
	
	
	
	6
	
	-
	
	
	
Procedimento de cálculo
Calcular a condutância equivalente para o KCl 0,1N e para o ácido acético 0,1N.
Fazer um gráfico com os valores da condutância equivalente versus a raiz quadrada da concentração para os eletrólitos forte e fraco.
Preencher o quadro de respostas com os dados obtidos na parte experimental.
Calcular graficamente a condutância equivalente à diluição infinita para o KCl.
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.
 (1.1)
 (1.2)
, fração molar dos componentes A e B, respectivamente.
, quantidades de A e B, respectivamente. 
É definido como volume médio molar de uma mistura ideal:
 (2)
	
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.
 (3.1)
 (3.2)
 (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 e consiste em uma medida intensiva do desvio de uma mistura com relação ao comportamento ideal
Substituindo:
 (5)
A dependência dele na composição é descrita pela relação:
 (6)
em consideração na equação de Gibbs-Duhhem.
	Correlações análogas podem ser formuladas para devido ao fato que .
	Após substituir (6) em (5), as relações a seguir são obtidas:
 (7.1)
e
 (7.2)
	De acordo com isto, os volumes molares parciais dos componentes A e B para as composições específicas (,) podem ser determinados se os volumes molares das substâncias puras (,) e seus quocientes diferenciais são conhecidos. Isto pode ser obtido como a tangente do gráfico que relaciona e Figura 2. Isto é, entretanto, melhor calculado derivando-se a correlação funcional para valores selecionados de .
	
Materiais utilizados 
Balança de precisa 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.
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
	
	
EXPERIMENTO 07 – LEI DEBOYLE 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 temperatura T, 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:
 (1.1)
Analogamente, a equação a seguir é verdadeira para uma mudança de pressão com relação a T, V e n:
 (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:
 (2.1)
e
 (2.2)
O quociente diferencial parcial e 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.
 (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:
 (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 
 (4.1)
e
 (4.2)
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 .
	Da inclinação destas relações lineares,
 (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,
 (6)
Que é igual a V0 = 22,414 l.mol-1 para To = 273,15K e Po= 1013,25 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):
 (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.
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. Insirir 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
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:
 (1)
 
Onde:
 = Pressão de vapor da substância A pura 
 = Pressão de vapor parcial da substância A na solução
 = 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 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. 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 ligar e 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 kPaTabela 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
	
	
46