DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO ENXOFRE ROMBICO

Prévia do material em texto

DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO ENXOFRE RÔMBICO ATRAVÉS DO METODO CRIOSCOPICO
	As propriedades coligativas são características físicas de uma solução, que podem ser alteradas com a adição de soluto na solução. A adição de soluto em uma solução ocasiona: redução da sua pressão de vapor, elevação da sua temperatura de ebulição (Tb), redução da sua temperatura de congelamento (Tc). A redução da pressão de vapor é ocasionada devido à adição de soluto em uma solução, isto ocorre devido ao aumento da desordem das moléculas dificultando a “fuga” das partículas, que é mais espontânea quando o solvente está puro ou com menos soluto possível (menor quantidade de partículas). A lei de Raoult afirma que a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes. Com o aumento do número de partículas em uma solução, diminui a contribuição individual de cada componente na pressão de vapor, já que a uma redução na fração molar de cada componente na medida em que se adicionam mais componentes. Se um soluto tem pressão de vapor zero e é dissolvido em um solvente, a pressão de vapor da solução final será menor que o do solvente puro.
A crioscopia é a propriedade coligativa em que estuda a diminuição da temperatura descongelamento, por exemplo, em um solvente puro à adição de um soluto não-volátil irá diminuir a temperatura de congelamento da solução. Essa propriedade pode ser explicada quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, as partículas deste soluto dificultam a cristalização do solvente dando origem à propriedade crioscopia, por exemplo, a água poluída possui partículas não-voláteis que dificultam o congelamento da água, já a água pura, isenta de corpo estranho, cristaliza-se mais rapidamente.
 A Equação 1 representa o potencial químico de um solvente em solução ( µ), onde μº é o potencial químico do solvente puro, uma função de T e p, e x é a fração molar do solvente na solução [3]:
A figura 1, que represente o diagrama de µ em f unção de T, ilustra o abaixamento crioscópico e a elevação ebulioscópica.
		
	
O congelamento envolve a transição de um estado mais desordenado para outro mais ordenado e, para que isso aconteça, deve-se remover energia do sistema. 
Uma vez que uma solução tem maior grau de desordem que o solvente, para criar ordem, é preciso remover mais energia da solução do que do solvente puro. Portanto, a solução tem um ponto de congelamento mais baixo que o seu solvente puro. Assim, pode-se definir o abaixamento do ponto de congelamento como sendo:
Analisando a figura 2, mostrado no item anterior, pode-se observar que o ponto de ebulição da solução é mais elevado que o da água pura. Com isso, pode-se definir a elevação do ponto de ebulição como sendo:
onde TC é o ponto de congelamento da solução e To C corresponde ao do solvente puro[2]. 
Novamente, como o abaixamento crioscópico (ΔTC) é proporcional à concentração da solução, a expressão que fornece uma relação simples entre estes termos é descrita pela Equação 11.
onde KC é a constante crioscópica e W é a concentração do soluto em unidades de molalidade [2].
Mais uma vez, rearranjando-se a Equação 1, tem-se:
Como µ° é o potencial químico do líquido puro, então (µ°-µ=∆Gfus), onde ∆Gfus é a energia livre de Gibbs de fusão molar do solvente puro na temperatura T. Assim, tem-se a equação 13.
Nota-se que A Equação 13 tem a mesma forma funcional que a Equação 8, com a diferença no sinal do segundo membro. Deste modo, a álgebra que segue é idêntica à usada na dedução das fórmulas da elevação ebulioscópica, exceto pelo fato de que o sinal é trocado em cada termo que contém ΔG ou ΔH, o que significa, simplesmente, que, enquanto o ponto de solidificação diminui, o de ebulição aumenta [3].
Com isso, a Equação 14 é análoga à Equação 9.
Para que ocorra o abaixamento do ponto de congelamento, ao contrário do que acontece na elevação do ponto de ebulição, a restrição para solutos não voláteis não se aplica. Quando uma solução se congela, é possível observar que o componente sólido que se separa é o solvente puro. [2]
DADOS
Kc para naftaleno=6,85 kg.K/mol
Massa solvente: 10g de naftaleno=0,01Kg
Massa do soluto: 0,5g de enxofre rômbico
Temperatura com adição de enxofre rômbico: 78,5°c
Temperatura do naftaleno puro: 80°c
∆Tc: 353,15-351,65=1,5K
3. CÁLCULOS
∆Tc= Kc x W
W= Nsoluto/massa do solvente= (massa do soluto/Massa molar do soluto)/ massa do solvente
W=massa do soluto/(massa molar do soluto*massa do solvente)
Assim,
W=(massa do soluto/massa do solvente)x (Kc/∆Tc)
W=(0,5/0,01)x(6,85/1,5)
W=228,334g/mol
4. RESULTADOS
	A massa molar do enxofre rômbico calculada foi de 228,33g/mol.
5. CONCLUSÃO
	Pode-se concluir que a massa sob estudo pode ser calculada pelo método crioscopico, em função do coeficiente crioscopico, variação de temperatura e a molalidade da solução.
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
Atkins, Peter; De Paula, Julio - Fundamentos - 5ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2011
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química. 1. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986. 527p.
� PAGE \* MERGEFORMAT �4�