(Manual Completo) - Físico-Química experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA – UFPB
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ/CCEN
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
MANUAL DE PRÁTICAS COMPLETO
Abril/2015
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CONTEÚDO:
UTILIZAÇÃO DESTE MANUAL
PARTE 1: TERMODINÂMICA QUÍMICA I
PRÁTICA N° 1: LEI DE BOYLE
PRÁTICA N° 2: LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC
PRÁTICA N° 3: LEI DE GRAHAM
PRÁTICA N° 4: CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO
PRÁTICA N° 5: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO, DISSOLUÇÃO E DILUIÇÃO
PRÁTICA N° 6: FUNÇÕES TERMODINÂMICAS E SOLUBILIDADE
PRÁTICA N° 7: ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL
PRÁTICA N° 8: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR FOTOCOLORIMETRIA
PRÁTICA N° 9: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR TITULOMETRIA
1-18;19-47;108;109;110
PARTE 2: TERMODINÂMICA QUÍMICA II
PRÁTICA N° 1: TENSÃO SUPERFICIAL
PRÁTICA N° 2: VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO
PRÁTICA N° 3: VOLUME MOLAR PARCIAL
PRÁTICA N° 4: EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO
PRÁTICA N° 5: DISTRIBUIÇÃO DE SOLUTO ENTRE SOLV. IMISCÍVEIS
PRÁTICA N° 6: SOLUBILIDADE LÍQUIDOS (SISTEMA BINÁRIO)
PRÁTICA N° 7: SOLUBILIDADE LÍQUIDOS (SISTEMA TERNÁRIO)
PRÁTICA N° 8: CONDUTIVIDADE MOLAR
PRÁTICA N° 9: CONSTANTE DE FARADAY E NÚMERO DE AVOGADRO
1-18;48-77;108;109;111
PARTE 3: CINÉTICA QUÍMICA
PRÁTICA N° 1: PARÂMETROS CINÉTICOS PELO MÉTODO DO ISOLAMENTO
PRÁTICA N° 2: ORDEM DE REAÇÃO PELO MÉTODO DAS VELOC. INICIAIS
PRÁTICA N° 3: ORDEM DE REAÇÃO POR FOTOCOLORIMETRIA
PRÁTICA N° 4: CONSTANTE DE VELOC. POR CONDUTIVIMETRIA
PRÁTICA N° 5: CONSTANTE DE VELOC. POR TITULOMETRIA
PRÁTICA N° 6: CONSTANTE DE VELOC. POR POLARIMETRIA
PRÁTICA N° 7: CATÁLISE ENZIMÁTICA VIA FOTOCOLORIMETRIA
PRÁTICA N° 8: ISOTERMA DE ADSORÇÃO VIA TITULOMETRIA
1-18;78-107;108;109;112
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL: PRÁTICAS SUGERIDAS
PRÁTICAS N°: 1.4, 1.5, 1.7, 2.1, 2.2, 2.3, 3.2, 3.3, 3.4
1-18;19;29-31;32-35;38-40;48;49-50;51-53;54-56;73;77-80;81-84;85-88;108;109;113
FUNDAMENTOS DE FÍSICO-QUÍMICA: PRÁTICAS SUGERIDAS
PRÁTICAS N°: 1.1, 1.2, 1.4, 1.5, 1.7, 3.2, 3.3, 3.4, 3.6
1-18;19;20-22;23-25;29-31;32-35;38-40;73;77-80;81-84;85-88;93-95;1108;109;114
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ORIENTAÇÕES INICIAIS:
ATITUDES SEGURAS NO LABORATÓRIO E TRATAMENTO DE DADOS
OBSERVAÇÕES INICIAIS
1. Segurança no Laboratório: A participação nas aulas práticas só será
permitida se o aluno estiver portando o seu caderno de laboratório e
vestido adequadamente (calça, sapato e bata). É de suma importância que
cada aluno se esforce para manter o laboratório limpo e organizado, de
forma a permitir o seu uso posterior.
2. Tempo da Atividade: Em todas as aulas práticas os alunos devem trazer
seus cadernos de laboratório devidamente organizados, contendo o pré-
relatório e as tabelas a serem preenchidas com os dados dos
experimentos. A critério do professor, a realização da atividade prática
poderá ser suspensa caso o caderno de laboratório pré-organizado não
seja apresentado no início da atividade.
3. Avaliação da Prática: O caderno de laboratório deve conter o tratamento
de dados referente a cada prática, cuja cópia deve ser entregue ao
professor no início da aula prática seguinte. Este procedimento deve ser
feito antes da elaboração do relatório final da atividade prática.
TRATAMENTO DE DADOS
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Em matemática 10 é igual a 10,0. Entretanto, nas ciências experimentais
esses números não são iguais. Por exemplo, quando se expressa a massa de
uma amostra como sendo 10 g, significa dizer que a quantidade pesada está
entre 11 g e 12 g, enquanto que 10,0 g significa algo entre 9,9 g e 10,1 g.
Os algarismos necessários para expressar o resultado de um experimento,
com a mesma precisão que as medidas efetuadas, são chamados algarismos
significativos. Por exemplo, ao se escrever que a distância entre dois pontos é de
12,00 cm, a medida está sendo representada por quatro algarismos
significativos. Escrevendo que a distância é de 0,1200 m ou 0,0001200 km tem-
se sempre quatro algarismos significativos. Note-se que os zeros que precedem
o algarismo 1 não fazem parte dos algarismos significativos, porque servem
apenas para indicar a posição da vírgula. Os dois zeros seguintes aos algarismos
1 e 2 são significativos, porque indicam que a medida foi feita com precisão da
ordem de um décimo de milímetro.
Não é o número de algarismos depois da vírgula que permite avaliar a
precisão da medida, mas sim o número de algarismos significativos. Deste modo,
o erro efetuado em uma medida é, antes de tudo, dependente da escala do
instrumento no qual a medida foi efetuada. Por exemplo, se o comprimento de
um objeto for determinado por uma régua cujas divisões são de 1 em 1
milímetro, a precisão da medida será de ±0,5 mm. Por outro lado, se a divisão
da régua for de 0,1 em 0,1 milímetro, o erro na medida será de ±0,05 mm.
3
O experimentador deve registrar os resultados de tal modo que o último
algarismo significativo, e apenas ele, seja incerto. A soma algébrica de um
algarismo incerto com algarismos exatos é um algarismo incerto. Por exemplo:
104,65
+ 0,2248
------------
104,87
.
Neste caso o algarismo incerto é o 7, de modo que o resultado deve ser expresso
como 104,87. Na multiplicação e na divisão o raciocínio é análogo. Por exemplo:
12,4
x2,54
-------
 496
 620
248
-------
31,496
,
de modo que o resultado deve ser representado na forma de 31,5.
PRECISÃO & EXATIDÃO
Os termos precisão e exatidão são usados para dar informações sobre a
qualidade das medidas e a confiança que se pode depositar nelas. Por exemplo,
pesou-se uma amostra sobre duas balanças, de modo que a primeira pesagem
indicou 1,25±0,02 g e a segunda 1,2500±0,0002 g. O resultado apresentado
pela segunda balança é mais preciso que o da primeira, mas não se tem certeza
de qual resultado é o mais exato, visto que uma das balanças pode apresentar
um erro sistemático.
Fala-se de precisão quando se considera o número de algarismos
significativos e a reprodutibilidade dos resultados, enquanto a exatidão
representa a diferença entre a medida e o seu valor real. Assim, uma medida
pode ser muito precisa e pouco exata, mas se a medida for muito exata é
provável que seja muito precisa. A precisão depende dos erros acidentais
(devidos ao operador; esses erros são variáveis em grandeza e sinal, e se
compensam quando o número de medidas é grande), enquanto a exatidão
depende dos erros sistemáticos (independentes do operador; esses erros são
constantes em grandeza e sinal e nunca se compensam).
A determinação da precisão é feita pela percentagem de erro da medida.
Por exemplo, duas medidas deram 1,25±0,02 g e 1,2500±0,0002 g, de modo
que a precisão das medidas é:
1ª Medida: 
0,02
1,25
= 0,016 = 1,6%
2ª Medida: 0,0002
1,2500
= 0,00016 = 0,016%
.
A determinação da exatidão pressupõe o conhecimento de um valor de
referência. Em todo o caso, precisão e exatidão são avaliadas a partir da
determinação de erros absoluto e relativo.
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ERRO ABSOLUTO & ERRO RELATIVO
Em uma medida expressa na forma 7,25±0,03 cm, a quantidade 7,25 cm
representa o valor absoluto da medida, enquanto que ±0,03 cm representa o
erro absoluto, que é independente do valor da medida. O erro relativo é a fração
do erro cometido na medida e depende do valor absoluto. Por exemplo, duas
medidas deram 7,25±0,03 cm e 72,50±0,03 cm, de modo que os erros
absolutos são os mesmos, mas os erros relativos são:
1ª Medida:
0,03
7,25
= 0,004 = 0,4%
2ª Medida: 0,03
72,50
= 0,0004 = 0,04%
.
A análise de erro descrita acima diz respeito a precisão da medida. No entanto,
outra análise de erro a ser considerada é feita com base na exatidão, para a qual
é necessário um valor de referência (geralmente um valor tabelado em
handbooks ou determinado através de um trabalho científico meticuloso). Para
este tipo de análise, oerro absoluto é determinado pela expressão:
Erro = |Medida−Referência| ,
e o erro relativo:
%Erro = |Medida−ReferênciaReferência | .
FONTES DE DADOS ADICIONAIS
Todos os dados adicionais, necessários para a realização de tratamentos
de dados ou determinações de erros experimentais, tais como densidade, tensão
superficial e viscosidade em diferentes temperaturas, devem ser obtidos em
manuais de constantes físicas e químicas ou em artigos científicos (muitos dos
quais são recomendados neste manual, ao final de cada prática).
REFERÊNCIAS
1. Bueno, W. A.; Degrève, L.; Manual de Laboratório de Físico-Química, São
Paulo, McGraw-Hill, 1980.
2. Silva, R. R.; Bocchi, N.; Rocha Filho, R. C.; Introdução à Química
Experimental, São Paulo, McGraw-Hill, 1990.
3. Haynes, W. M.; Lide, D. R.; CRC Handbook of Chemistry and Physics,
2011.
5
ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIOS:
DOCUMENTAÇÃO ANTERIOR A REALIZAÇÃO DAS PRÁTICAS
OBSERVAÇÕES INICIAIS
1. Cada aluno deve preparar um pré-relatório manuscrito em seu caderno de
laboratório. O objetivo do pré-relatório é o de permitir que o aluno tome
conhecimento dos detalhes do experimento antes de sua ida ao
laboratório, bem como possibilitar a execução rápida e eficiente da
atividade prática. É de suma importância a preparação antecipada do pré-
relatório para a compreensão das bases teóricas e do roteiro da prática
para o bom aproveitamento acadêmico.
2. A realização da prática dependerá, a critério do professor responsável, da
apresentação do pré-relatório no início das atividades no laboratório.
COMPONENTES DO PRÉ-RELATÓRIO
Este material deve conter os seguintes itens:
1. MATERIAIS:
Lista completa de todos os equipamentos e reagentes a serem utilizados.
2. PROCEDIMENTO:
Descrição resumida do procedimento da prática. Deve-se evitar a simples
cópia do roteiro da prática.
3. QUESTÕES:
Discussão sobre as questões sugeridas no manual do laboratório.
4. DADOS:
Quando for necessária a preparação de soluções, todos os cálculos
relativos a massas e volumes a serem medidos devem constar neste item.
Deve-se reservar um espaço para o registro das massas e volumes a
serem efetivamente medidos na atividade prática. Quando necessário,
tabelas (devidamente legendadas) para o registro dos dados a serem
medidos devem ser preparadas e incluídas nesta seção. Deve-se tomar
cuidado com o registro correto dos algarismos significativos e unidades de
medida.
A seguir é apresentado um exemplo de preparação de pré-relatório (este
modelo deve ser transposto de forma manuscrita para o caderno de laboratório).
6
Materiais: 2 Béqueres de 250 mL;
2 Pipetas Volumétricas de 50±0,1 mL;
2 Termômetros Digitais (0-100 °C±0,1 °C);
100 mL de Ácido Clorídrico (HCl) 1,0 M;
100 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1,0 M;
...
Procedimento: Resumido, mas facilmente compreensível...
Questões: Devidamente respondidas...
Dados: 100 mL HCl 1,0 M.
MHCl = 36,46 g/mol, pHCl = 38 %, ρHCl(Conc.) = 1,181 g/mL
mHCl = cHClMHClVsol/p
VHCl = mHCl/ρHCl =cHClMHClVsol/pρHCl
VHCl = (1,0 mol/L)(36,66 g/mol)(0,100 L)/(0,38)(1,181 g/mL)
VHCl = 8,12 mL
100 mL NaOH 1,0 M.
MNaOH = 40,00 g/mol, pNaOH = 99 %
mNaOH = cNaOHMNaOHVNaOH/p
mNaOH = (1,0 mol/L)(40,00 g/mol)(0,100 L)/(0,99)
mNaOH = 4,04 g
VHCl: ±0,1 mL
mNaOH: ±0,0001 g
Reação entre HCl 1,0 M (50±0,1 mL) e NaOH 1,0 M (50±0,1 mL).
Tempo (s) THCl (°C) TNaOH (°C) Tcalorímetro (°C)
10
...
(…)
7
ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS:
DOCUMENTAÇÃO POSTERIOR A REALIZAÇÃO DAS PRÁTICAS
OBSERVAÇÕES INICIAIS
1. O relatório deve ser, preferencialmente, impresso em papel tamanho A4,
com fonte Times 12, Arial 11 ou Verdana 11, espaçamento 1,5 e
títulos/subtítulos em negrito e letras maiúsculas.
2. O relatório deve ser bem organizado e conciso, sem sacrificar a clareza.
Atenção especial deve ser dada ao estilo literário científico compatível ao
esperado para a disciplina. Ortografia e regras gramaticais não devem ser
negligenciadas e serão penalizadas, a critério do professor responsável,
caso não atendam a níveis adequados.
3. Equações matemáticas devem ser acompanhadas de material verbal
suficiente para deixar claro os significados dos termos empregados.
Gráficos e tabelas devem ser adequadamente legendadas, com especial
atenção a algarismos significativos e unidades de medida.
4. O relatório elaborado deve ser, acima de tudo, um material original .
Objetiva-se, com isto, o desenvolvimento da habilidade de escrever de
forma concisa e eloquente, obedecendo a padrões rígidos impostos a
argumentação científica.
5. O material deve ser elaborado no formato de “relatório completo” ou
“relatório curto”, a critério do professor responsável.
RELATÓRIO COMPLETO
Este formato deve conter os seguintes componentes:
1. CAPA:
Título e número da prática, identificação do(s) aluno(s) e da turma(s)
(ex.: Bacharelado em Química), data da realização do experimento e
nome do professor responsável.
2. RESUMO:
Texto contendo entre 5 e 10 linhas resumindo todo o relatório (objetivos,
procedimentos e resultados).
3. OBJETIVOS:
Com verbo no infinitivo, indicando o(s) objetivo(s) da prática.
4. INTRODUÇÃO:
Teoria necessária para o entendimento da prática e fundamentação da
discussão dos resultados, devendo estar referenciada com numeração
sequencial, evitando-se cópia de textos da bibliografia consultada.
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5. MATERIAIS E MÉTODOS:
Deve ser apresentado em 3 subitens: Equipamentos, Reagentes e
Procedimento.
5.1. Equipamentos: Informar, na forma de itens, todos os materiais e
equipamentos utilizados. Ex.:
◦ Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro);
◦ Termômetro (0-100 °C±0,5 °C).
5.2. Reagentes: Informar, na forma de itens, todos os reagentes
utilizados, com formulação e concentração. Ex.:
◦ Ácido clorídrico concentrado (Hcl);
◦ Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,50 mol/L.
5.3. Procedimento: Descrever o procedimento realizado, com detalhes,
levando-se em conta as possíveis diferenças do roteiro da prática. Os
verbos devem estar no passado e de forma impessoal. Ex.:
◦ “Colocou-se...” ou “foram colocados...”.
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Colocar todos os resultados alcançados na ordem em que foram
adquiridos, apresentado-os com clareza e organização.
◦ Fazer uso de quadros, tabelas, gráficos e figuras, quando conveniente,
devendo ser numerados e mencionados no texto antes de suas
colocações no documento. Quadros apresentam as laterais fechadas e as
tabelas apresentam as laterais abertas. Figuras facilitam a ilustração de
um esquema ou montagem experimental, e gráficos facilitam a
ilustração de uma tendência, devendo ser priorizados se os resultados o
permitirem. Gráficos devem conter escalas coerentes aos valores
mínimos e máximos dos pontos, com eixos rotulados com o símbolo da
grandeza ou palavras que a definam, com as unidades indicadas entre
parênteses. Em todos os casos deve-se utilizar legendas
autoexplicativas, posicionadas na parte superior em tabelas, e na parte
inferior em quadros, figuras e gráficos.
◦ Todos os dados numéricos obtidos através de medidas devem apresentar
unidades, fazendo-se o uso correto de algarismos significativos. Deve-se
informar nesta seção os erros absolutos e relativos (erros relacionados a
precisão das medidas). Todos os cálculos relativos ao tratamento de
dados devem ser apresentados neste item, atentando-se rigorosamente
as regras operacionais de análise dimensional. No caso de cálculos
repetitivos, apenas um deve ser realizado em detalhes, e os demais
devem ser apresentados em uma tabela.Quando um valor de referência
estiver disponível a partir de dados da literatura, deve-se informar nesta
seção os erros absolutos e relativos obtidos (erros relacionados a
exatidão dos resultados).
◦ Todos os procedimentos que envolvem reações devem apresentar as
devidas equações. Deve-se explicar todas as observações experimentais
(mudanças de cor ou de temperatura, turvação, etc.) e os resultados
obtidos (formação de um produto ou subproduto, rendimento, massa,
concentração, etc.). Todas as discussões devem ser feitas com
embasamento químico e considerações teóricas, o que exige
conhecimento e pensamento crítico. Se o resultado diferir do que é
esperado a partir da teoria, deve-se considerar criticamente as possíveis
fontes de erro.
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7. CONCLUSÕES:
Apresentar as conclusões de forma clara e resumida a partir dos
resultados obtidos. Deve-se indicar os conceitos mais relevantes
apreendidos durante a execução do experimento ou durante a elaboração
do relatório.
8. QUESTÕES:
Discussão das questões sugeridas no roteiro da prática.
9. REFERÊNCIAS:
Listar as referências consultadas para a realização do relatório de acordo
com a ABNT (Associação Brasileira de Normas técnicas), com a numeração
adequada. Ex.:
1. SOBRENOME, Iniciais; Título do Livro, Nº da Edição, Local da
Publicação, Editora, Páginas Consultadas, Ano.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, p. 84, 2004.
3. CORSARO, G. Colorimetric Chemical Kinetics Experiment. J. Chem.
Educ., v. 41, n. 1, p. 48, 1964.
RELATÓRIO CURTO
Este formato deve conter os seguintes componentes:
1. CAPA:
Título e número da prática, identificação do(s) aluno(s) e da turma(s),
data da realização do experimento e nome do professor responsável.
2. DADOS:
Colocar todos os resultados alcançados na ordem em que foram
adquiridos, apresentado-os com clareza e organização.(*)
3. TRATAMENTO DE DADOS:
Todos os cálculos relativos ao tratamento de dados devem ser
apresentados neste item.(*)
4. ANÁLISE DE ERROS:
Deve-se informar nesta seção os erros absolutos e relativos (relacionados
a precisão e exatidão das medidas).(*)
5. CONCLUSÕES:
Apresentar as conclusões de forma clara e resumida a partir dos
resultados obtidos.
6. QUESTÕES:
Discussão das questões sugeridas no roteiro da prática.
7. REFERÊNCIAS:
Listar as referências consultadas de acordo com a ABNT.(*)
(*) Ver recomendações para o Relatório Completo.
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MODELO DE RELATÓRIO
UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA – UFPB
Departamento de Química – DQ/CCEN
Prática Nº 1: Determinação do
Calor de Neutralização
Grupo: Fulano de Andrade
Sicrano de Bezerra
Turma: Bacharelado em Química
Data: 27 de agosto de 2014
Professor: Beltrano da Costa
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RESUMO
Neste experimento, utilizou-se um calorímetro adiabático (constituído de
uma garrafa térmica e um termômetro digital) para a determinação do calor
liberado em uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl 0,1 M) e
hidróxido de sódio (NaOH 0,1 M) concentrados. Os resultados obtidos indicam
que, apesar da simplicidade da montagem experimental, é possível obter uma
boa concordância com resultados tabelados.
OBJETIVOS
Determinar o calor de neutralização em uma reação ácido-base a partir
de um simples experimento de calibração de um calorímetro.
INTRODUÇÃO
A calorimetria permite determinar a troca de calor envolvida em um
processo químico ou físico. O conhecimento deste tipo de dado pe muito
importante em diversas áreas, como a indústria química (calor liberado ou
absorvido em um processo) e alimentícia (onde se determina o “teor calórico”
de alimentos). Um calorímetro é um aparelho simples, termicamente isolado,
que possibilita medir a quantidade de calor envolvida em um processo a partir
da determinação da variação de temperatura medida em seu interior.
Conhecendo-se a capacidade calorífica Ccal do calorímetro é possível determinar
a quantidade de calor qproc envolvida no processo a partir da determinação da
variação de temperatura ΔT medida no calorímetro e da aplicação da 1ª Lei da
Termodinâmica, segundo a qual:
Calor do Processo = −Calor do Calorímetro ⇒ qproc = −C calΔT .
(...)
MATERIAIS & MÉTODOS
EQUIPAMENTOS
• 01 Garrafa Térmica de 500 mL;
• 01 Béquer de 200 mL;
• 01 Proveta de 100 mL;
• 01 Chapa Elétrica Aquecedora;
• 02 Termômetros Digitais (0-100 °C±0,1 °C).
REAGENTES
• HCl 1,0 mol/L;
• NaOH 1,0 mol/L.
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PROCEDIMENTO
Inicialmente, procedeu-se a calibração do calorímetro, constituído de uma
garrafa térmica e 100 mL de água destilada. Colocou-se 100 mL de água
destilada, sob temperatura ambiente, no interior da garrafa térmica (recipiente
calorimétrico) e anotou-se a temperatura (T1(1)) de equilíbrio. Em seguida,
aqueceu-se 100 mL de água destilada em um béquer de 200 mL até ~80 °C.
Transferiu-se 50 mL da água aquecida para uma proveta de 100 mL e devolveu-
se a água ao béquer. Repetiu-se este procedimento 3 vezes de modo que a
proveta entrasse em equilíbrio térmico com a água aquecida. Finalmente,
coletou-se 50 mL da água aquecida com a proveta, anotou-se a temperatura
(T2(1)) e transferiu-se a água aquecida para o interior do calorímetro. Esperou-se
o equilíbrio térmico ser alcançado e anotou-se a temperatura de equilíbrio (Tf(1)).
Em seguida, esvaziou-se o calorímetro, que foi lavado com bastante água
da torneira e depois com água destilada. Com o calorímetro lavado, colocou-se
50 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L em seu interior e anotou-se a
temperatura (Ti(2)). Pegou-se 50 mL de uma solução de HCl 1,0 mol/L, sob a
mesma temperatura do interior do calorímetro (Ti(2)), e colocou-se esta solução
sobre a solução de hidróxido de sódio do calorímetro. Esta última etapa
restaurou o volume inicial do calorímetro. Agitou-se suavemente a mistura e
anotou-se a temperatura de equilíbrio (Tf(2)).
RESULTADOS E DISCUSSÃO
DADOS
VHCl = 8,1 mL (±0,1 mL)
cHCl = VHClpρHCl/MHClVsol
= (8,1 mL)(0,38)(1,181 g/mL)/(36,66 g/mol)(0,100 L)
= 0,9916 mol/L
Vsol(1) = 50,0 mL (±0,1 mL)
s(VHCl) = 0,1/8,1 = 1,2 % [Erro Relativo (Precisão)]
mNaOH = 4,0381 g (±0,0001 g) [s(mNaOH) = 0,1/8,1 = 1,2 %]
cNaOH = mNaOHp/MnaOHVsol
= (4,0381 g)(0,99)/(40,00 g/mol)(0,100 L)
= 0,9949 mol/L
Vsol(2) = 50,0 mL (±0,1 mL)
s(mNaOH) = 0,0001/4,0381 = 0,0025 %.
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Tabela 1: Temperatura da água aquecida utilizada para a calibração do
Calorímetro e temperatura da mistura calorimétrica até equilibração.
Tempo (s) TÁgua (°C) TCal (°C) TCal+Água (°C)
0 76,5 (±0,1) 28,0 (±0,1) ---
30 76,4 (±0,1) 28,0 (±0,1) ---
60 76,3 (±0,1) 28,0 (±0,1) ---
… … … …
180 76,1 (±0,1) 28,0 (±0,1) ---
190 --- --- 44,3 (±0,1)
200 --- --- 44,4 (±0,1)
210 --- --- 44,5 (±0,1)
… … … …
330 --- --- 44,5 (±0,1)
340 --- --- 44,5 (±0,1)
350 --- --- 44,4 (±0,1)
--- --- --- ---
TÁgua (°C) TCal (°C) TCal+Água (°C)
76,1 (±0,1) 28,0 (±0,1) 44,5 (±0,1)
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Tabela 2: Temperatura da solução de HCl 1,0 M (50±0,1 mL) e NaOH
1,0 M (50±0,1 mL) antes da mistura e temperatura da solução
calorimétrica até equilibração.
Tempo (s) THCl (°C) TNaOH (°C) TCal (°C)
0 28,7 (±0,1) 28,4 (±0,1) ---
30 28,6 (±0,1) 28,3 (±0,1) ---
60 28,5 (±0,1) 28,2 (±0,1) ---
… … … …
180 28,0 (±0,1) 28,0 (±0,1) ---
190 --- --- 28,1 (±0,1)
200 --- --- 28,2 (±0,1)
210 --- --- 28,3 (±0,1)
… … … …
330 28,7 (±0,1)
340 28,7 (±0,1)
350 28,6 (±0,1)
--- --- --- ---
THCl (°C) TNaOH (°C) TCal (°C)
28,0 (±0,1) 28,0 (±0,1) 28,7 (±0,1)
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TRATAMENTO DE DADOS
Capacidade Calorífica do Calorímetro:
cÁgua = 4,201±0,002 J/g°C[1]
ρÁgua = 9,9568±0,0022 g/mL (a 30 °C)[1]
VÁgua = 50,0±0,1mL
ΔTÁgua = 44,5-76,1 °C = -31,6 °C ± s(ΔT)[*]
ΔTCal(1) = 44,5-28,0 °C = +16,5 °C ± s(ΔT)[*]
Ccal = -ρÁguaVÁguacÁguaΔTÁgua/ΔTCal(1)
= -(4,201 J/g°C)(9,9568 g/mL)(50,0 mL)(-31,6 °C)/
= -(+16,5 °C)
= -4.005,397 J/°C = 4,01 kJ/°C ± s(Ccal)[**]
s(ΔT) = √[(0,1 °C)²+(0,1 °C)²] = 0,1 °C
sr(Ccal) = √[(0,0022/9,9568)²+(0,1/50,0)²+(0,002/4,201)²+ 
= √(0,1/31,6)2+(0,1/16,5)2] = 0,007
s(Ccal) = Ccal × sr(Ccal)
= 4.005,397 J/°C × 0,007
= 28,0 J/°C → Ccal = 4.005±28 J/°C
[*] Diferença: → desvio padrão absoluto (s)
[**] Produto: → desvio padrão relativo (sr) → (s)
Entalpia de Neutralização Molar:
nHCl = cHClVsol(1)
= (0,9916 mol/L)(0,050 mL)
= 0,0495 mol ± s(nHCl)
nNaOH = cNaOHVsol(2)
= (0,9949 mol/L)(0,050 mL)
= 0,0497 mol ± s(nNaOH)
nNeu = 0,0495 mol ± s(nNeu) [Menor valor]
ΔTCal(2) = 23,7-23,0 °C = +0,7 °C ± s(ΔT)
ΔHNeu(Exp) = -CCalΔTCal(2)/nNeu
= -(4.005 J/°C)(+0,7 °C)/(0,0495 mol)
= -56,636 kJ/mol ± s(ΔHNeu)
ΔHNeu(Ref) = -57,300 kJ/mol ± 0,012[2-3]
… ...
16
DISCUSSÃO
A variação temporal abrupta da temperatura é devida a rápida reação de
neutralização de um ácido forte e uma base forte. Por outro lado, a relativa
estabilidade da temperatura por alguns minutos após a neutralização sugere
que, apesar da simplicidade da montagem experimental, a mesma serve para
dar um resultado aproximado para a entalpia molar da reação em estudo. O
valor negativo obtido para a entalpia molar é consistente com o esperado para
uma reação exotérmica como a de neutralização. (...)
Figura 1: Variação temporal da temperatura devida a reação de
neutralização HCl 1,0 M + NaOH 1,0 M.[***]
(***) Este gráfico foi utilizado aqui apenas como ilustração. No entanto, neste
caso específico a sua utilização em um relatório real seria inadequada, uma
vez que apenas repete os dados da Tabela 2.
ANÁLISE DE ERROS
Uma análise das diversas fontes de erro (a partir dos limites de precisão
das diferentes quantidades medidas) indica que as ordens de grandezas das
diferentes contribuições são bem diferentes, de modo a contribuírem em
diferentes escalas para a exatidão do resultado final. Por exemplo, a incerteza
nas medidas de volume (1,2 %) são muito maiores que as relativas as massas
(0,0025 %). Portanto, é de se esperar que a utilização de balanças mais
precisas não deve contribuir para a melhoria dos resultados experimentais. (…)
e(ΔHNeu) = |ΔHNeu(Exp)-ΔHNeu(Ref)| [Erro Absoluto (Exatidão)]
= |-56,636+57,300| kJ/mol
= 0,664 kJ/mol
er(ΔHNeu) = |ΔHNeu(Exp)-ΔHNeu(Ref)|/ΔHNeu(Ref) [Erro Relativo (Exatidão)]
= (0,664)/(57,300)
= 0,0116 = 1,16 %
17
180 200 220 240 260 280 300 320 340 360
28,0
28,1
28,2
28,3
28,4
28,5
28,6
28,7
28,8
Tempo (s)
Te
m
pe
ra
tu
ra
 (°
C
)
QUESTÕES
1. Os resultados obtidos são satisfatórios?
Razoáveis, uma vez que o erro obtido para a entalpia molar de
neutralização difere do valor de referência na ordem de, apenas, 1 %.
(...)
REFERÊNCIAS
1. LENNON, J.; Handbook of Chemistry and Physics, p. 321, 2001.
2. MCCARTNEY, P.; Thermochemical Experiment, J. Chem. Educ., 1(2), 34,
2002.
3. HARRISON, G.; Experimental Physical Chemistry, J. Chem. Educ., 5(6), 
78, 2003.
4. STARR, R.; Neutralization Reactions, J. Chem. Educ., 9(10), 1112, 2004.
18
PARTE 1
TERMODINÂMICA QUÍMICA I
19
PRÁTICA N° 1:
VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE
OBJETIVO
Determinar experimentalmente a relação entre a pressão e o volume de
uma amostra de ar à temperatura constante.
INTRODUÇÃO
Boyle e Mariotte enunciaram, a partir de resultados experimentais, uma lei
que rege as variações de volume e de pressão, à temperatura e composição
constantes. Esta lei é válida para os gases ideais e, experimentalmente, é
comprovada variando-se a pressão de um gás, à temperatura constante, e
determinando o seu volume. Esta lei pode ser expressa da seguinte maneira: “À
temperatura constante, o produto da pressão de uma determinada amostra de
um gás pelo seu volume é constante”. Matematicamente: pV = constante, onde
p é a pressão exercida sobre o gás e V o volume da amostra gasosa.
A amostra de ar é mantida a uma temperatura constante e varia-se seu
volume. A pressão é medida por um manômetro a água. A pressão da amostra
de ar é igual à pressão da coluna d’água mais a pressão atmosférica, que é lida
no barômetro do laboratório em milímetros de mercúrio e deve ser convertida
em centímetros de água. A pressão medida inclui a pressão de vapor da água.
Para obter a pressão do ar seco, deve-se subtrair a pressão de vapor da água na
temperatura do experimento.
(1) Balão de nível.
(2) Balão contendo o gás.
(3) Bureta.
Figura 1: Sistema com manômetro a água para medir a pressão de
uma amostra de ar, à temperatura constante.
20
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Balão de nível;
01 Balão volumétrico;
01 Bureta;
02 Mangueiras de silicone;
Água destilada.
PROCEDIMENTO
PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL
1. Para obter o volume do ar contido no balão e no tubo de borracha até o
zero da bureta de gás (volume morto), desconecte o tubo de borracha no
ponto A. Encha o balão, o tubo de borracha e a bureta, até o zero, com
água destilada. Elimine bolhas de ar comprimindo o tubo de borracha.
Transfira a água cuidadosamente, evitando perdas, para um bécher
previamente tarado. Pese o bécher com a água (utilize a balança mecânica
de contrapesos).
2. Reconecte o tubo de borracha em A. Desconecte agora o tubo de borracha
no ponto B. Encha o balão de nível até à metade com água destilada. Não
deixe bolhas de ar. Ajuste a altura do balão de nível de modo que a bureta
fique com água pela metade.
3. Reconecte o tubo de borracha ao ponto A. Verifique se o balão ficou bem
fechado.
4. Prepare uma tabela no seu caderno de laboratório com uma coluna para
volumes em mililitros e duas colunas para alturas em centímetros.
PARTE B: COLETA DE DADOS
1. Comprima a amostra de ar elevando o balão de nível até que o nível
d’água na bureta fique a um ou dois milímetros da marca superior. Anote
a altura da água no balão de nível (h2) e na bureta (h1). Se necessário,
extrapole a escala da bureta com o auxílio de uma régua graduada.
2. Faça de cinco a dez medidas, baixando o balão de nível até que todo o
volume da bureta seja utilizado.
3. Obtenha a temperatura e a pressão atmosférica sob a qual o experimento
foi realizado. Com essas informações, determine a pressão de vapor da
água e a densidade da água e do mercúrio na temperatura do
experimento.
21
TRATAMENTO DE DADOS
1. Apresente os dados obtidos em uma tabela de pressão em função do
volume.
2. Determine o volume fixo de ar no equipamento (volume morto), dividindo
a massa de água obtida na etapa 1 da parte A do procedimento pela
densidade da água na temperatura do experimento. Cada amostra de ar
terá o volume medido na bureta mais o volume morto.
3. Calcule a pressão total do ar seco em centímetros de água, subtraindo,
para cada medida, a pressão de vapor da água. Some a cada valor a
pressão da atmosfera (lida no barômetro do laboratório), convertida de
milímetros de mercúrio para centímetros de água. Utilize, para a
conversão de unidades, a relação: p = ρgh.
4. Apresente tabelas de pressão (em centímetros de água) em função do
volume, e calcule o produto pV em função da pressão para cada medida.
5. Trace o gráfico 1/V = f(p) e encontre a melhor reta.
6. Trace o gráfico pV = f(p) e determine o valor médio da constante.
7. Discuta os resultados, apontando possíveis causas de desvios em relação à
lei de Boyle, caso elas sejam observadas.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Que tipos de curvas foram obtidas a partir do tratamento dos dados?
2. Faça uma regressão linear para o gráfico do item6 e obtenha a equação
que melhor descreve os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei
de Boyle.
3. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
4. Como o objetivo da prática é verificar se o produto pV é constante, é
interessante verificar o quanto as medidas experimentais se distanciam de
um valor médio.
5. Caso as medidas experimentais não confirmem a lei de Boyle, indique uma
maneira de verificar o quanto as medidas se distanciam do desejado.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
22
PRÁTICA N° 2:
VERIFICAÇÃO DA LEI DE CHARLES E GAY-LUSSAC
OBJETIVO
Verificar a validade da lei de Charles e Gay-Lussac para uma amostra de
ar, utilizando um sistema hidrostático.
INTRODUÇÃO
Para verificar experimentalmente a lei de Charles e Gay-Lussac, mede-se a
pressão de uma amostra de ar, mantida a volume constante no sistema
hidrostático da figura 1, a diferentes temperaturas. O balão 1 é imerso em um
banho de água (não ilustrado na figura) de modo que a temperatura da amostra
de ar pode ser variada adicionando-se água quente, água fria ou gelo triturado
ao banho. A pressão do ar será igual à pressão da coluna d’água (diferença entre
os dois níveis de água no sistema: Δh = h2 - h1) mais a pressão atmosférica. A
pressão da atmosfera é lida no barômetro do laboratório, em milímetros de
mercúrio, e deve ser corrigida para centímetros de água. A pressão medida inclui
a pressão de vapor da água. Para obter a pressão do ar seco, deve-se subtrair do
valor medido a pressão de vapor da água a cada temperatura do experimento.
(1) Cuba contendo água;
(2) Balão contendo o ar;
(3) Bureta;
(4) Termômetro;
(5) Resistência elétrica para aquecimento;
(6) Régua;
(7) Balão de nível.
Figura 1: Sistema com manômetro a água para medir a pressão de um
gás a volume constante.
23
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Balão de nível;
01 Balão volumétrico;
01 Bureta;
01 Termômetro (0-100 °C±0,5 °C);
01 Resistência elétrica;
02 Mangueiras de silicone;
01 Régua graduada;
Água destilada.
PROCEDIMENTO
PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL
1. Monte o sistema hidrostático da figura 1. Mantenha o balão contendo ar
imerso em um banho de água à temperatura ambiente. Agite a água do
banho com um bastão de vidro para homogeneizar a temperatura.
2. Encha o balão de nível até a metade com água destilada. Abaixe-o até que
o nível de água na bureta de gás fique entre 10 e 15 mililitros. Ajuste a
altura do balão de nível até que a água fique à mesma altura nos dois
lados do tubo em U (faça marcas para se orientar).
PARTE B: COLETA DE DADOS
1. Registre em uma tabela os dados, colocando colunas para a temperatura e
para as alturas do nível da água na bureta (h1) e do balão de nível (h2).
2. Misture água gelada ao banho até conseguir uma temperatura
razoavelmente constante, em torno de 20 C.
3. Ajuste a altura do balão de nível para que o volume fique constante,
mantendo os níveis de água no tubo em U sempre nas marcas.
4. Anote a temperatura e as novas alturas h1 e h2.
5. Repita o procedimento, acrescentando gelo ao banho, variando a
temperatura em cerca de 5 oC para cada ponto, anotando a temperatura e
as alturas em cada etapa.
6. Remova o gelo e aqueça o banho suavemente, com cuidado para manter o
nível de água no tubo em U, e meça as alturas, como anteriormente,
variando a temperatura em cerca de 5 oC para cada ponto.
7. Obtenha a temperatura e a pressão atmosférica sob a qual o experimento
foi realizado. Com essas informações, determine a pressão de vapor da
água e a densidade da água e do mercúrio na temperatura do
experimento.
24
TRATAMENTO DE DADOS
1. Apresente os dados obtidos em uma tabela: temperatura (T), altura da
coluna de água na bureta (h1) e altura da coluna de ar no balão de nível
(h2).
2. Para cada temperatura, calcule a pressão total do ar úmido e corrija-a,
subtraindo a pressão de vapor da água para obter a pressão do ar seco.
Adicione a pressão atmosférica, convertida de milímetros de mercúrio para
centímetros, de água. Apresente os dados calculados em uma tabela.
3. Trace o gráfico da pressão do ar seco (em centímetros de água) em
função da temperatura (em C).
4. Obtenha a melhor reta (p = kt(oC) + kT0) pelo método dos mínimos
quadrados (regressão linear) e encontre T0.
5. Compare seu resultado com o valor 273,15 e discuta, calculando erros.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Que tipos de curvas foram obtidas a partir do tratamento dos dados?
2. Faça uma regressão linear para o gráfico e obtenha a equação que melhor
descreve os seus resultados. Faça uma comparação com a Lei de Charles.
3. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
4. Como o objetivo da prática é verificar se V é proporcional a T, é
interessante verificar o quanto as medidas experimentais se distanciam de
um valor médio.
5. Caso as medidas experimentais não confirmem a lei de Charles, indique
uma maneira de verificar o quanto as medidas se distanciam do desejado.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
25
PRÁTICA N° 3:
VERIFICAÇÃO DA LEI DE GRAHAM
OBJETIVO
Determinar a velocidade de efusão de um gás desconhecido à baixa
pressão a partir de dados sobre uma amostra conhecida.
INTRODUÇÃO
Um gás tem a capacidade de se efundir, ou seja, passar através de um
orifício. A lei de efusão de Graham relaciona velocidades de efusão e densidades
para dois gases diferentes à mesma temperatura e pressão. A velocidade de
efusão pode ser determinada com um dispositivo de montagem simples,
chamado efusiômetro. O efusiômetro permite isolar certo volume de gás e medir
o tempo que este gás leva para passar através de um pequeno orifício. Pela lei
de Graham as razões entre as velocidades de efusão de dois gases à mesma
pressão e temperatura é o inverso da razão entre as raízes quadradas de suas
densidades, ou seja:
v = ΔV
Δ t
= Volume
Tempo
, (1)
onde vi e ρi são a velocidade de efusão e a densidade do gás i, respectivamente.
A proporcionalidade é perfeita se os gases se comportarem idealmente e se a
seção reta do orifício for pequena em relação à distância média que uma
molécula percorre antes de colidir com outra (percurso livre médio).
A partir da lei de Graham é possível deduzir uma relação entre tempos de
efusão e massas molares. Se a massa molar de um dos gases for conhecida
pode-se determinar a massa molar do outro. Da definição de velocidade:
v1
v2
= √ρ2ρ1 , (2)
e da consideração de que o volume que efunde é o mesmo para o dois gases
(ΔV1 = ΔV2), tem-se:
ΔV 1 /Δ t1
ΔV 2 /Δ t2
= √ρ2ρ1 ⇒ Δ t 2Δ t 1 = √
ρ2
ρ1 . (3)
Sendo as densidades proporcionais as massas dos gases, pode-se obter uma
relação entre os tempos de efusão e as massas molares, desde que os volumes
molares Vm dos dois gases sejam iguais:
ρ = m
V
= M
Vm
⇒
Δ t2
Δ t1
= √M2M1 . (4)
26
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Proveta de 1000 mL;
01 Bureta de 50 mL;
01 Bico de efusão;
01 Suporte de metal;
01 Cronômetro;
01 Cilindro de gás (Argônio ou Nitrogênio).
PROCEDIMENTO
PARTE A: MONTAGEM EXPERIMENTAL
1. Adapte o tubo de borracha com o pequeno orifício à torneira da bureta.
Mergulhe a bureta invertida na proveta cheia de água destilada, mantendo
a torneira fechada de modo a não permitir o escape de ar. Verifique o
nível da buretaque está imerso na água.
PARTE B: COLETA DE DADOS
1. Ajuste o volume de ar entre os traços de aferição. Dispare o cronômetro
ao mesmo tempo em que abre a torneira, deixando o ar escapar. Registre
o tempo gasto para que a água suba até o traço de aferição superior
(escolhido arbitrariamente).
2. Abra a torneira, suspenda a bureta e deixe sair toda a água de volta para
a proveta, sem perdas.
3. Com a bureta cheia de ar e sem gotículas de água aderidas à sua parede
interna, feche a torneira e recoloque a bureta na água, mantendo o
mesmo nível da etapa anterior. Meça novamente o tempo de efusão,
repetindo toda a operação ao menos três vezes.
4. Para medir tempos de efusão para outros gases, adapte um tubo de
borracha ou plástico à saída do gás encanado e conecte a outra
extremidade desse tubo à torneira da bureta. Borbulhe o gás por cerca da
3 minutos.
5. Deixe o gás ocupar o volume desejado. Feche a torneira da bureta.
Desconecte a fonte do gás e adapte o tubo com o orifício.
6. Meça o tempo de efusão do gás da mesma forma que se fez para o ar,
mantendo o mesmo nível imerso da bureta da etapa anterior, repetindo o
procedimento ao menos três vezes.
27
TRATAMENTO DE DADOS
1. Determine as velocidades de efusão dividindo o volume de gás efundido
pelo tempo de efusão medido. Obtenha os valores médios para as
velocidades de efusão do ar e do gás encanado.
2. Use a lei de Graham para encontrar a densidade do gás desconhecido,
sabendo que a densidade do ar é de 0,0012 g/mL (valor médio).
3. Considerando a massa molar do ar igual a 28,88 g/mol (massa média),
manipule convenientemente a equação para obter a massa molar do gás
encanado.
4. Dê uma explicação para os dados obtidos, verificando na literatura se de
fato o percurso livre médio das moléculas é maior do que a seção reta do
orifício do efusiômetro.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
28
PRÁTICA N° 4:
DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO POR CALORIMETRIA
OBJETIVO
Determinar o calor específico de um sólido a partir de um simples
experimento de calibração de um calorímetro.
INTRODUÇÃO
Calor pode ser definido como uma quantidade que se transfere de um
corpo a outro como consequência exclusiva de uma diferença de temperatura
entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor recebida por um
sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de temperatura
produzido, ou seja:
q = C ×(T 2−T 1) , (1)
onde T1 e T2 são as temperaturas inicial e final do sistema, respectivamente, e C
é uma constante de proporcionalidade, denominada capacidade calorífica média,
a qual depende da natureza, do estado físico e do tamanho do sistema. Se
dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, obtém-se a capacidade
calorífica específica, ou simplesmente calor específico, do sistema, c:
c = C
m
⇔ C = mc . (2)
De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas
interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma
quantidade de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas
diferentes, a quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte
forma:
q1 = −q2 ⇔ q1 + q2 = 0 , (3)
onde q1 é a quantidade de energia perdida pelo corpo 1 e q2 a quantidade de
energia ganha pelo corpo 2. Se substituirmos q1 e q2, teremos:
C1×(T f−T 1) = −C2×(T f−T 2) , (4)
onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2, T1 e T2 as
temperaturas iniciais dos sistemas 1 e 2 e Tf a temperatura final (de equilíbrio).
A quantidade de calor trocada entre um sistema e o meio externo é
medida por meio de um calorímetro, que é um reservatório de calor de
capacidade calorífica conhecida, cujas variações de temperatura fornecem as
quantidades de calor recebidas de um sistema ou transferidas para este.
29
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Calorímetro adiabático de isopor;
01 Copo de alumínio.
01 Esfera de ferro metálico;
01 Esfera de chumbo metálico;
01 Proveta de 250 mL;
01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro);
01 Balança mecânica;
02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).
PROCEDIMENTO
PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO
1. Coloque 200 mL de água destilada no interior do sistema calorimétrico e
deixe-o alcançar o equilíbrio térmico. Anote a temperatura.
2. Pese uma quantidade de ferro metálico (c = 0,106 cal/g°C) em balança
adequada (mecânica). Aqueça-a em água destilada até que esta entre em
ebulição e anote a temperatura. Em seguida, transfira rapidamente o ferro
metálico para o sistema calorimétrico, espere o equilíbrio térmico ser
alcançado e anote a temperatura de equilíbrio.
3. Utilize estes dados para calcular a capacidade calorífica do sistema
calorimétrico.
PARTE B: DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE UM SÓLIDO
1. Esvazie e lave o calorímetro.
2. Repita o procedimento anterior, utilizando uma amostra de chumbo
metálico.
TRATAMENTO DE DADOS
1. Utilize as equações (1) a (4) e os valores de temperaturas obtidos na
parte A para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico.
2. Utilizando a equação (4), os dados da segunda parte e o resultado
anterior, determine o calor específico do chumbo.
3. Compare seus resultados com os da literatura. Calcule o erro relativo e o
absoluto e discuta sobre as diferenças.
30
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
31
PRÁTICA N° 5:
DETERMINAÇÃO DO CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO, DISSOLUÇÃO E DILUIÇÃO
OBJETIVO
Determinar o calor de neutralização (em uma reação ácido-base) e
dissolução (na solubilização de um soluto em água).
INTRODUÇÃO
Calor pode ser definido como uma quantidade que se transfere de um
corpo a outro como consequência exclusiva de uma diferença de temperatura
entre ambos. A experiência mostra que a quantidade de calor recebida por um
sistema, sob pressão constante, é proporcional ao acréscimo de temperatura
produzido, ou seja:
q = C ×(T f−T i) , (1)
onde Ti e Tf são as temperaturas final e inicial do sistema, respectivamente, e C é
uma constante de proporcionalidade, denominada capacidade calorífica média, a
qual depende da natureza, do estado físico e do tamanho do sistema. Se
dividirmos a capacidade calorífica pela massa do sistema, obtém-se a capacidade
calorífica específica, ou simplesmente calor específico, do sistema, c:
c = C
m
⇔ C = mc . (2)
De acordo com a primeira lei da termodinâmica, quando dois sistemas
interagem e trocam energia, um deles ganha e o outro perde a mesma
quantidade de energia. Desta forma, se os sistemas estiverem em temperaturas
diferentes, a quantidade de energia trocada pode ser representada da seguinte
forma:
q1 = −q2 ⇔ q1 + q2 = 0 , (3)
onde q1 é a quantidade de energia perdida pelo corpo 1 e q2 a quantidade de
energia ganha pelo corpo 2. Se substituirmos q1 e q2, teremos:
C1×(T f−T 1) = −C2×(T f−T 2) , (4)
onde C1 e C2 são as capacidades caloríficas dos sistemas 1 e 2, T1 e T2 as
temperaturas iniciaisdos sistemas 1 e 2 e Tf a temperatura final (de equilíbrio).
A quantidade de calor trocada entre um sistema e o meio externo é
medida por meio de um calorímetro, que é um reservatório de calor de
capacidade calorífica conhecida, cujas variações de temperatura fornecem as
quantidades de calor recebidas de um sistema ou transferidas para este.
32
Calor de neutralização é o calor liberado quando um mol de um ácido
reage com um mol de uma base, ambos em soluções diluídas. Ex.:
H(aq)
+ + Cl(aq)
- + Na(aq)
+ + OH(aq)
- → Na(aq)
+ + Cl(aq)
- + H2O( ℓ) . (5)
Observa-se experimentalmente que reações entre soluções diluídas de ácidos
fortes e bases fortes são sempre acompanhadas do mesmo efeito térmico, e
este, por sua vez, é totalmente devido à formação da água. Porém, se um ácido
fraco for neutralizado por uma base forte, ou vice-versa, o efeito térmico será
completamente diferente. Isto ocorre devido a vários processos simultâneos:
alguns são exotérmicos, como a neutralização, e outros endotérmicos, como a
ionização do ácido e da base. O calor medido é a soma de todos os processos:
neutralização, ionização, solvatação, diluição, entre outros.
Calor integral de dissolução é a variação de entalpia associada com a
adição de certa quantidade de um soluto a uma determinada quantidade de
solvente, à temperatura e pressão constantes. Exs.:
I: HCl(g) + 10H2O( ℓ ) → HCl ·10H2O( ℓ) ΔHI = -16,608 kcal.mol-1. (6)
II: HCl(g) + 25H2O( ℓ ) → HCl ·25H2O( ℓ) ΔHII = -17,272 kcal.mol-1. (7)
Os processos acima representam os calores integrais de dissolução do HCl na
água, à 25 °C. A diferença entre os processos  e  é a quantidade do solvente.
Portanto, ΔH - ΔH representa o calor integral de diluição do HCl quando se
acrescentam 15 mols de água à solução de HCl do processo I.
A determinação do calor de neutralização e do calor integral de dissolução
é feita a partir de um sistema calorimétrico, de acordo com:
ΔHr =
qr
n
, qr = −qcal = −CcalΔT ⇒ ΔHr =
−CcalΔT
n
, (8)
onde ΔHr e qr são a entalpia e o calor da reação (neutralização e dissolução),
respectivamente, n o número de mols neutralizados e Ccal a capacidade calorífica
do calorímetro.
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Frasco de Dewar (Garrafa Térmica/Calorímetro) de 500 mL;
01 Béquer de 200 mL + Proveta de 50 mL (ou 100 mL) + Funil;
01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro);
02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C);
HCl 1,0 mol/L + NaOH 1,0 mol/L (prepare-as se necessário);
Nitrato de Sódio (NaNO3) ou Nitrato de Potássio (KNO3).
33
PROCEDIMENTO
PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO
1. Coloque 100 mL de água destilada, sob temperatura ambiente, no interior
do recipiente calorimétrico (frasco de Dewar/garrafa térmica) e anote a
temperatura (T1) de equilíbrio. Este conjunto (recipiente calorimétrico +
100 mL de água a temperatura ambiente) constitui o calorímetro a ser
utilizado em todas as demais etapas da prática.
2. Aqueça 100 mL de água destilada até ~80 °C. Coloque 50 mL da água
aquecida em uma proveta e a devolva. Repita este procedimento 3 vezes
de modo que a proveta entre em equilíbrio térmico com a água aquecida.
Finalmente, colete 50 mL da água aquecida em uma proveta, anote a
temperatura (T2) e a transfira para o interior do calorímetro.
3. Espere o equilíbrio térmico ser alcançado e anote a temperatura (Tf).
PARTE B: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE POR UMA BASE FORTE
1. Esvazie o calorímetro e lave-o cuidadosamente (com bastante água da
torneira e depois com água destilada). Em seguida, coloque 50 mL de uma
solução de NaOH 1,0 mol/L no interior do calorímetro e anote a
temperatura (Ti) quando esta estiver constante.
2. Pegue 50 mL de uma solução de HCl 1,0 mol/L, à temperatura conhecida e
igual à do interior do calorímetro (Ti; caso as temperaturas não sejam
iguais, deve-se esperar que até que as temperaturas estabilizem até
atingirem a temperatura ambiente), e coloque-a (com auxílio de um funil,
se necessário) sobre a solução de hidróxido de sódio do calorímetro.
3. Agite suavemente a mistura e anote a temperatura de equilíbrio (Tf). Note
que os 100 mL de água no interior do calorímetro foram restaurados.
PARTE C: DETERMINAÇÃO DO CALOR INTEGRAL DE DISSOLUÇÃO(*)
1. Esvazie o calorímetro e lave-o cuidadosamente. Coloque 100 mL de água
destilada no interior deste e anote a temperatura de equilíbrio.
2. Pese cerca de 2,5 g de NaNO3 (ou KNO3) e transfira para o interior do
calorímetro. Feche-o, homogeneíze a mistura e anote a temperatura de
equilíbrio.
PARTE D: DETERMINAÇÃO DO CALOR INTEGRAL DE DILUIÇÃO(*)
1. Retire 50 mL da solução do interior do calorímetro e deixe esfriar até a
temperatura inicial (ambiente). Descarte o restante da solução do
calorímetro e lave-o cuidadosamente.
2. Devolva os 50 mL de solução para o calorímetro. Leia a temperatura de
um em um minuto e anote a temperatura de equilíbrio.
3. Adicione 50 mL de água destilada à solução contida no calorímetro. A
temperatura deve ser igual à da solução do interior do calorímetro.
4. Leia a temperatura a cada minuto e anote a temperatura de equilíbrio.
(*) Etapa opcional na disciplina de Fundamentos da Físico-Química Experimental.
34
TRATAMENTO DE DADOS
1. Utilize as equações (1) a (4) e os valores de temperaturas obtidos na
parte A para calcular a capacidade calorífica do sistema calorimétrico. A
densidade e o calor específico da água a ~80 °C são, respectivamente,
0,971 g/cm3 e ~1 cal/g°C.
2. Com os valores de temperatura obtidos na parte B e a capacidade
calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor de neutralização (em
J/mol) a partir da relação: ΔH = -CcalΔTcal/n, onde n é o número de mols
neutralizados.
3. Com os valores de temperatura obtidos na parte C e a capacidade
calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de dissolução do
sal (NaNO3 ou KNO3).
4. Com os valores de temperatura obtidos na parte D e a capacidade
calorífica do sistema calorimétrico, calcule o calor integral de diluição do
sal.
5. Compare seus resultados com os da literatura.
6. Calcule o erro relativo em cada caso e discuta.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Se a quantidade de massa de cada composto fosse reduzida à metade, o
calor de dissolução também seria reduzido à metade?
2. Explique o que aconteceria, em relação ao calor de dissolução, se a
quantidade de solvente fosse o dobro da que foi usada no experimento.
3. Os valores obtidos são satisfatórios?
4. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
35
PRÁTICA N° 6:
DETERMINAÇÃO DE FUNÇÕES TERMODINÂMICAS PELA SOLUBILIDADE DE UM SAL
OBJETIVO
Calcular várias funções termodinâmicas (ΔH, ΔS e ΔG) a partir de um
simples processo de dissolução.
INTRODUÇÃO
Para o processo de dissolução:
KNO3 (s) + H2O( ℓ ) ⇌ K(aq)
+ + KNO3(aq)
- (1)
a constante de equilíbrio tem a forma:
K = [K+][NO3
- ] = s×s = s2 , (2)
onde s é a solubilidade do sal (em mol por litro). Considera-se que o sistema se
encontra em equilíbrio quando o sólido está em contato com a solução saturada,
ou seja, justamente quando os primeiros cristais são formados.
A solubilidade do composto será medida para seis ou sete temperaturas,
em um intervalo de 40 – 60oC. Estes valores serão, então, usados para calcular
as variáveis termodinâmicas, utilizando as equações:
ΔG0 = −RT lnK (3)
ΔG0 = ΔH0 − T ΔS0 (4)
lnK = −ΔH
0
RT
+ ΔS
0
R
. (5)
Existem duas hipótesessimplificadoras neste tratamento: (i) as atividades
dos íons e a força iônica não são consideradas; (ii) as temperaturas nas quais os
cristais se tornam visíveis é, provavelmente, menor que a de equilíbrio.
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Proveta de 25 mL + Pipetas de 1 e 10 mL;
05 Tubos de ensaio + Agitador de vidro;
01 Banho Maria;
02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).
Nitrato de Sódio (NaNO3) + Água destilada.
36
PROCEDIMENTO
1. Pese 10 g de nitrato de potássio (KNO3) e transfira para um tubo de
ensaio.
2. Adicione 10 mL de água destilada e aqueça o tubo em um banho de água,
agitando até a completa dissolução do sal.
3. Determine e registre o volume da solução de nitrato. Isto pode ser feito
enchendo outro tubo de ensaio, igual ao anterior, com água, até o volume
em ambos os tubos se tornarem iguais. Meça o volume da água do
segundo tubo com uma proveta.
4. Insira um termômetro na solução. Remova o tubo com a solução do banho
de água e deixe-o esfriar, agitando suavemente a solução. Registre a
temperatura de aparecimento dos primeiros cristais. Supõe-se que nesta
temperatura o sistema se encontra em equilíbrio e é possível calcular a
concentração dos íons.
5. Adicione 2 mL de água à solução e aqueça a mistura até a completa
dissolução. Determine o volume da solução como antes e anote.
6. Resfrie e registre a temperatura de aparecimento dos primeiros cristais.
7. Repita o ciclo mais 4 vezes, adicionando sempre 2 mL de água.
Obs.: Alternativamente, pode-se trabalhar com 10 g de nitrato de sódio
(NaNO3) em 7 mL de água, adicionando-se 1 mL para cada ponto.
TRATAMENTO DE DADOS
1. Calcule K a partir da equação (2) e ΔG° a partir da equação (3), para cada
temperatura.
2. Utilizando a equação (5), faça um gráfico de ln(K) × 1/T e determine ΔH°
para o processo, a partir da inclinação da reta.
3. Utilizando a equação (4), com os valores de ΔG° e ΔH°, calcule ΔS° para
cada temperatura.
4. Compare seus resultados com os da literatura e comente.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
37
PRÁTICA N° 7:
DETERMINAÇÃO DA ENTROPIA DE UM PROCESSO IRREVERSÍVEL
OBJETIVO
Calcular a variação de entropia para um processo irreversível.
INTRODUÇÃO
A variação da entropia é definida por
dS ≥
dqrev
T
, (1)
em que a igualdade vale para processos reversíveis e a desigualdade para
processos irreversíveis. Para uma transformação finita, a variação de entropia é
dada pela integral:
ΔS = ∫
1
2 dqrev
T
, (2)
que é a soma das variações de entropia para cada uma das etapas infinitesimais
que compõem o processo irreversível. Sob pressão constante, o calor
desenvolvido em cada etapa infinitesimal é:
dqrev = C pdT , (3)
onde dqrev é o calor trocado sob pressão constante, dT a variação de temperatura
e Cp a capacidade calorífica a pressão constante. Substituindo (3) em (2) tem-se:
ΔS = ∫
1
2 C pdT
T
= C p ln(T 2T 1) , (4)
que fornece a variação da entropia do processo.
O processo em estudo é a mistura de duas amostras de água a diferentes
temperaturas em um calorímetro adiabático: em uma etapa procede-se o
resfriamento de uma amostra de água quente, com aquecimento do conjunto
calorimétrico; em uma segunda etapa promove-se o aquecimento de uma
amostra de água fria, com resfriamento do conjunto calorimétrico. O calor
absorvido ou cedido pelo calorímetro é dado por:
qcal = C ΔT , (5)
onde C é a capacidade calorífica do sistema calorimétrico (equivalente d’água do
calorímetro) e ΔT é a variação de temperatura. Devido à Primeira Lei:
q1 = −q2 ⇔ C 1×(T f−T 1) = −C 2×(T f−T 2) . (6)
38
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
02 Béqueres de 200 mL;
02 Provetas de 50 mL;
02 Provetas de 100 mL;
01 Chapa Elétrica Aquecedora (ou Bico de Bunsen + Tripé de Ferro);
01 Frasco de Dewar (Garrafa Térmica/Calorímetro) de 500 mL;
02 Termômetros (0-100 °C±0,5 °C).
PROCEDIMENTO
PARTE A: CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO
1. Meça com uma proveta 100 mL de água destilada e a transfira para o
calorímetro. Com um termômetro leia a temperatura da água no
calorímetro a cada minuto até que esta estabilize.
2. Em um béquer de 200 mL aqueça ~100 mL de água destilada a ~90 °C.
Encha uma proveta de 50 mL com a água quente e, em seguida, devolva-
a para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a
temperatura da água na proveta atinja ~80 °C. Anote a temperatura e,
em seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.
3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a
temperatura do sistema (calorímetro+água quente) a cada minuto até que
esta estabilize.
PARTE B: COLETA DE DADOS
1. Esvazie o calorímetro. Novamente, meça com uma proveta 100 mL de
água destilada e a transfira para o calorímetro. Com um termômetro leia a
temperatura da água no calorímetro a cada minuto até que esta estabilize.
2. Em um béquer de 200 mL resfrie ~100 mL de água destilada a ~0 °C.
Encha uma proveta de 50 mL com a água gelada e, em seguida, devolva-a
para o béquer. Repita esta operação mais duas ou três vezes até que a
temperatura da água na proveta atinja ~5 °C. Anote a temperatura e, em
seguida, transfira os 50 mL da proveta para o calorímetro.
3. Tampe o calorímetro com uma tampa contendo um termômetro e meça a
temperatura do sistema (calorímetro+água gelada) a cada minuto até que
esta estabilize.
39
TRATAMENTO DE DADOS
1. Procure no manual de constantes físicas e químicas a densidade e o calor
específico da água a pressão constante na temperatura em que você
trabalhou. A partir destes dados e da utilização da equação (6), determine
a capacidade calorífica do calorímetro.
2. A partir da equação (4), encontre ΔS para o aquecimento da água fria,
para o resfriamento da água quente e o ΔS total para o conjunto
calorimétrico nas etapas de calibração e de coleta de dados (partes A e B
do procedimento). Apresente seus resultados em unidades SI.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os processos de mistura (partes A e B) são espontâneos? Justifique.
2. Os valores obtidos são satisfatórios?
3. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
40
PRÁTICA N° 8:
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR FOTOCOLORIMETRIA
OBJETIVO
Calcular a constante de equilíbrio de uma reação em solução através da
técnica de fotocolorimetria.
INTRODUÇÃO
Um método espectrofotométrico de análise envolve a interação da
radiação eletromagnética com a matéria. As regiões mais comuns do espectro
eletromagnético usadas para a análise de substâncias químicas são a ultravioleta
(UV), a infravermelha (IV) e a visível, esta última cobrindo um intervalo de
comprimento de onda entre 400 a 700 nm.
Quando um feixe de radiação monocromática atinge um corpo, esta pode
ser refletida, espalhada, absorvida ou transmitida sem sofrer alteração. A
absorção depende da natureza do meio, do percurso óptico, do comprimento de
onda dos fótons incidentes e da concentração dos compostos absorventes. A
fração de energia radiante transmitida através da solução é a transmitância (T),
e é calculada a partir da razão entre a energia radiante transmitida (It) ea
incidente (I0):
T =
I t
I0
. (1)
A transmitância (T) relaciona-se com a absorbância (A), que segue a lei de
Lambert-Beer (em uma faixa de concentrações):
−logT = A = εbc (1 ≥ T ≥ 0 ⇒ 0 ≤ A < ∞) , (2)
onde ε é a absortividade, b é o percurso ótico e c é a concentração da solução.
Como a absorção molar é uma função do comprimento de onda da radiação
incidente, a transmitância e a absorbância são grandezas que variam com o
comprimento de onda, sendo geralmente estudadas no comprimento de onda de
maior absorbância. Para determinar tal comprimento de onda, obtém-se o
espectro (absorbância versus comprimento de onda) e observa-se em que
comprimento de onda a absorbância é maior.
A magnitude de uma constante de equilíbrio K expressa a posição de
equilíbrio para um sistema químico. Para a reação:
aA + bB ⇌ cC + d D , (3)
a expressão da ação das massas:
Q =
[C]c [D]d
[A ]a[B]b
(4)
41
é aproximadamente igual a constante de equilíbrio K quando um equilíbrio
dinâmico se estabelecer entre reagentes e produtos (a igualdade é obtida
trabalhando-se com atividades no lugar de concentrações molares).
Neste experimento, determina-se K para um sistema químico no qual
todas as espécies químicas são solúveis. O sistema químico envolve o equilíbrio
entre o íon férrico Fe3+, o íon tiocianato SCN– e o íon FeNCS2+:
Fe3+·6H2O(aq) + SCN(aq)
- ⇌ FeNCS2+·5H2O(aq) + H2O(ℓ ) , (5)
para o qual:
K =
[FeNCS2+·5H2O ]
[Fe3+·6H2O][SCN
-]
, (6)
com:
[Fe3+ ]eq = [Fe
3+]in−[FeNCS
2+]eq e: (7)
[SCN-]eq = [SCN
-]in−[FeNCS
2+]eq . (8)
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
07 Erlenmeyers de 50 mL (ou outros frascos);
01 Bureta de 50 mL + Pipetas de 5, 2 e 1 mL;
HCl 3,0 mol/L + NaOH 1,0 mol/L (300 mL) + Fenolftaleína;
Acetato de Etila (20 mL) + Ácido Acético (2 mL) + Álcool Etílico (5 mL).
PROCEDIMENTO
PARTE A: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES
1. Prepare uma série de padrões conforme tabela abaixo. Para preparar a
solução de NaSCN 0,002 mol/L, prepare uma solução de 0,02 mol/L e
dilua. A solução 1 é chamada solução branco.
Solução
NaSCN 0,002 M
em HNO3 0,25 M
Fe(NO3)3 0,2 M
em HNO3 0,25 M
HNO3 
0,25 M
1 0,00 mL 5 mL Completar 10 mL
2 0,25 mL 5 mL ''
3 1,00 mL 5 mL ''
4 2,00 mL 5 mL ''
5 3,00 mL 5 mL ''
42
PARTE B: CALIBRAÇÃO DO FOTOCOLORÍMETRO
1. Ligue o fotocolorímetro 10 min antes de começar a medir. Selecione um
comprimento de onda em torno de 520 nm. Calibre o fotocolorímetro,
ajustando-o para 0 % de transmitância sem o branco e 100 % de
transmitância com o branco.
2. Registre as percentagens de transmitância para as soluções de 2 a 5.
PARTE C: COLETA DE DADOS
1. Em tubos de ensaio, prepare as soluções problema, conforme a tabela:
Solução NaSCN 0,002 M
em HNO3 0,25 M
Fe(NO3)3 0,2 M
em HNO3 0,25 M
HNO3 
0,25 M
1 0,5 mL 5 mL Completar 10 mL
2 1,0 mL 5 mL ''
3 2,0 mL 5 mL ''
4 2,5 mL 5 mL ''
5 3,0 mL 5 mL ''
2. Recalibre o fotocolorímetro com o branco.
3. Agite cada solução até o equilíbrio ser alcançado (aprox. 1 min).
4. Rinse a cubeta com várias porções da solução 1 e encha-a com a mesma
solução até a marca superior. Seque bem e limpe o lado externo da
cubeta. Leia e registre a percentagem de transmitância da solução 1.
5. Repita o procedimento anterior com as demais soluções (2 a 5).
TRATAMENTO DE DADOS
PARTE A: MONTAGEM DA CURVA DE CALIBRAÇÃO
1. Converta as leituras de transmitância (%T) em absorbância (A).
2. Faça um gráfico de A x [FeNCS2+]. (Nota: Lembre-se que o NaSCN é o
reagente limitante da reação.)
3. Trace a melhor reta ligando os cinco pontos e a origem.
PARTE B: ANÁLISE DOS RESULTADOS
1. Converta as leituras de transmitância (%T) em absorbância (A).
2. Utilizando a curva analítica obtida na parte A, determine a concentração
molar de FeNCS2+, no equilíbrio, para cada solução.
3. Calcule a constante de equilíbrio K para cada solução e calcule o valor
médio utilizando os cinco valores obtidos e o desvio padrão.
4. Compare seus resultados com os da literatura e comente.
43
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
3. MOORE, W. J.; Físico-Química, SP, Ed. USP, 1976.
44
PRÁTICA N° 9:
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO POR TITULOMETRIA
OBJETIVO
Calcular a constante de equilíbrio de uma reação em solução através da
técnica de titulação.
INTRODUÇÃO
A constante de equilíbrio é expressa em termos de atividade. Contudo, a
ausência de informações sobre as atividades dos componentes impõe a utilização
de uma constante de equilíbrio aparente, onde a solução é considerada ideal.
Desta maneira, assume-se que os coeficientes de atividades são iguais à
unidade. Por exemplo, para a reação:
CH3COOH + C2H5OH
HCl(aq)
⇌ CH3COOC2H5 + H2O
A
Hac
B
EtOH
C
AcEt
D
H2O
a constante de equilíbrio aparente K é dada por:
K =
[AcEt ]eq [H2O]eq
[HAc ]eq [EtOH ]eq
=
[C]eq [D]eq
[A ]eq[B]eq
=
nCnD
nAnB
, (1)
onde n é o número de mols das substâncias A, B, C e D consideradas. Neste
caso, como o volume da solução é o mesmo para todos os constituintes, a
determinação da constante K consiste, simplesmente, na determinação do
número de mols de cada componente no sistema em equilíbrio.
MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
07 Erlenmeyers de 50 mL (ou outros frascos);
01 Bureta de 50 mL + Pipetas de 5, 2 e 1 mL;
HCl 3,0 mol/L + NaOH 1,0 mol/L (300 mL) + Fenolftaleína;
Acetato de Etila (20 mL) + Ácido Acético (2 mL) + Álcool Etílico (5 mL).
PROCEDIMENTO
PARTE A: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES
1. Prepare as soluções de HCl 3,0 mol/L e de NaOH 1,0 mol/L e padronize-as.
(Considere: ρHCl = 1,19 gmL-1 e %HCl = 37% = 0,37.)
45
2. Pegue os sete erlenmeyres limpos e secos e prepare-os de acordo com a
tabela abaixo:
Frasco HCl HAc EtOH AcEt Água
1 5mL - - - 5mL
2 5mL - - 5mL -
3 5mL - - 4mL 1mL
4 5mL - - 2mL 3mL
5 5mL - 1mL 4mL -
6 5mL 1mL - 4mL -
7 5mL 1mL 4mL - -
ρ (g/mL) <Medir> 1,0492 0,7983 0,9003 0,9982
3. Feche-os bem a fim de evitar evaporação. Espere que o equilíbrio seja
alcançado (sete dias), com agitações ocasionais.
4. Determine a densidade da solução de HCl utilizada na preparação das
soluções.
PARTE B: TITULAÇÃO DAS SOLUÇÕES
1. Titule uma alíquota de 2 mL de cada uma das soluções dos erlenmeyers
com hidróxido de sódio 1,0 mol/L, usando fenolftaleína como indicador (1
gota para cada alíquota).
TRATAMENTO DE DADOS
1. Determine a massa de água existente em cada frasco (massa de água
adicionada mais massa da água da solução de HCl).
2. Para as soluções de 2 a 7 calcule a concentração de ácido acético no
equilíbrio, subtraindo o volume de hidróxido de sódio gasto na solução do
frasco no 1 do volume de hidróxido de sódio gasto nas respectivas
soluções. Calcule a constante de equilíbrio para as seis amostras.
3. Encontre um valor médio para K, calcule o desvio médio e o padrão e
compare com o valor médio obtido experimentalmente com o da literatura.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento?
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
3. MOORE, W. J.; Físico-Química, SP, Ed. USP, 1976.
46
INFORMAÇÕES ADICIONAIS
CONVENÇÃO
cX
( i) : Concentração de X no frascoi (molL-1) = [X]eq .
cHCl : Concentração de HCl (~3 molL-1)[padronizado].
cNaOH : Concentração de NaOH (~1 molL-1)[padronizado].
V X
( i) : Volume de X no frasco i (mL ou L; analise caso a caso!).
V NaOH
( i) : Volume de NaOH na titulação do frasco i (mL ou L).
V NaOH
[i] : Volume V NaOH
( i) - Volume de NaOH na titulação do HCl.
V S : Volume da solução (~10 mL).
V a : Volume da alíquota (~2 mL).
mX
(HCl ) : Massa de X proveniente da solução de HCl.
FRASCO 1: V NaOH
(1)
mH2O
(HCl) = mSol
(HCl) − mHCl
(HCl) ⇒ mH2O
(HCl ) = ρHClV HCl
(1) − MHClcHClV HCl
(1)
FRASCO i: V NaOH
( i) ⇒ V NaOH
[i ] −V NaOH
(1) (i = 2...7)
nHAc = cHAc
(i ) V a = cNaOHV NaOH
[i ] ⇒ cHAc
( i) =
cNaOHV NaOH
[i ]
V a
Δ [HAc ] = [HAc ]eq−[HAc ]i ⇒ ΔcHAc
(i) = cHAc
( i) −
ρHAcV HAc
( i)
MHAcV S
Da estequiometria:
[EtOH]eq = [EtOH ]i+Δ [HAc] ⇒ cEtOH
( i) =
ρEtOHV EtOH
(i)
MEtOHV S
+ ΔcHAc
(i )
[AcEt ]eq = [AcEt ]i−Δ[HAc ] ⇒ cAcEt
( i) =
ρAcEtV AcEt
(i )
MAcEt V S
− ΔcHAc
( i)
[H2O]eq = [H2O ]i−Δ[HAc ] ⇒ cH2O
( i) =
mH2 O
HCl + ρH2 OV H2O
(i)
MH2 OV S
− ΔcHAc
( i)
47
PARTE 2
TERMODINÂMICA QUÍMICA II
48
PRÁTICA N° 1:
DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL POR ASCENSÃO CAPILAR
OBJETIVO
Determinar a tensão superficial de um líquido a partir do método da
ascensão capilar.
INTRODUÇÃO
Uma molécula no interior de um líquido está totalmente envolvida por
outras moléculas do líquido, sendo atraída igualmente em todas as direções.
Como consequência, a resultante média das forças de atração é nula. No
entanto, na superfície a resultante das forças atrativas não é nula, de modo que
as moléculas são puxadas para o interior do líquido, fazendo com a superfície se
contraia e ocupe a menor área possível. Esta resultante de forças é a origem da
tensão superficial, que tem o mesmo valor em cada ponto da superfície.
A tensão superficial, característica de cada líquido, é uma propriedade
intensiva (medida no SI em N·m-1 ou kg·m·S-2m-1). É responsável pela resistência
a penetração da superfície, a forma aproximadamente esférica de gotas de água
de chuva, a flutuação de lâminas metálicas sobre superfícies líquidas e a
ascensão de líquidos em capilares. Há vários métodos disponíveis para a se obter
a tensão superficial de um líquido, dentre os quais se destacam a balança de
torsão (método de Nouy), o passo de gota (estalagmômetro de Traube), a
pressão de bolha e a ascensão capilar.
Neste experimento será usado o método da ascensão capilar para a
obtenção da tensão superficial de líquidos puros. Este método é baseado no fato
de que muitos líquidos, quando postos em contacto com tubos capilares
(geralmente de vidro), ascendem as paredes do tubo, apresentado uma
superfície côncava dentro do capilar. Quando isto ocorre, diz-se que o líquido
molha o tubo. Caso o líquido não molhe o tubo, como no caso do mercúrio, tem-
se uma depressão capilar, com formação de uma superfície convexa.
Considere um capilar uniforme com raio interno r, imerso em um
recipiente contendo um líquido de densidade ρ, que molha o vidro. Devido a
tensão superficial o líquido ascende o capilar. A ascensão cessa quando a força
devida à tensão superficial (para cima) se torna igual à força devida ao peso da
coluna de líquido de altura h (para baixo). Da igualdade entre estas forças,
conclui-se que a tensão superficial γ (gama) é dada por:
γ = 1
2
ρg hr , (1)
onde g é a aceleração da gravidade.
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MATERIAIS: EQUIPAMENTOS & REAGENTES
01 Tubo capilar;
01 Tubo de ensaio;
01 Régua;
01 Suporte de ferro e garra;
01 Pisseta com água destilada;
Líquidos para estudo: Água destilada, Álcool Etílico e Acetona.
PROCEDIMENTO
PARTE A: DETERMINAÇÃO DO RAIO DO TUBO CAPILAR
1. Meça a temperatura da água. Em seguida, introduza o tubo capilar no furo
da rolha de borracha existente no tubo de ensaio. Prenda o tubo de ensaio
ao suporte de ferro através de uma garra.
2. Coloque água no tubo de ensaio preso ao suporte até que o nível da água
esteja ~10 cm acima do traço zero do capilar (traço de referência).
3. Adapte uma seringa plástica a extremidade superior do capilar e aspire
com uma pêra de borracha até encher ~2/3 da seringa. Retire a seringa e
esvazie seu conteúdo. Repita o procedimento até que todo o capilar esteja
limpo, o que é evidenciado por um brilho metálico.
4. Com o capilar limpo, acrescente ou retire água do tubo de ensaio até que
o nível da superfície da água coincida com o traço zero do capilar.
5. Insira água com a seringa pela parte superior do capilar até que o mesmo
atinja o nível mais alto do capilar. Depois, retire suavemente a seringa e
observe a descida da água através do capilar. Anote o traço do capilar que
mais se aproxime do nível da água dentro do capilar.
6. Retire suavemente o capilar e, com o auxílio de uma régua, meça a altura,
que vai do zero do capilar até o traço anotado no item anterior.
7. Repita o procedimento de três a cinco vezes e obtenha o valor médio da
altura da ascensão capilar.(*)
(*) Alternativa: caso ocorram dificuldades de leitura da ascensão capilar a partir do
procedimento descrito acima, utilize um outro capilar e um béquer contendo o líquido de
estudo, tendo o cuidado de tomar a leitura a partir da superfície do líquido no béquer até o
topo da coluna de líquido no capilar.
8. Utilize a equação (1) para calcular o raio interno do capilar. Considere
tabela a seguir, referente à água:
Temperatura
(°C)
Densidade
(kg·m-3)
Tensão γ
(mN·m-1)
25 997,08 71,99
30 995,68 71,20
35 994,63 70,41
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PARTE B: DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL DE UM LÍQUIDO
1. Repita o procedimento anterior de três a cinco vezes para um líquido
diferente, porém de densidade e tensão superficial conhecidas na
temperatura do experimento, registre a ascensão capilar e obtenha o valor
médio da altura da ascensão capilar.
TRATAMENTO DE DADOS
1. Utilize a equação (1), com o valor médio da ascensão capilar obtido para a
água na parte A, bem como os dados de densidade e tensão superficial na
temperatura do experimento, para calcular o raio r do tubo capilar.
Considere a aceleração da gravidade como 9,8 m·s-2.
2. Utilize a equação (1), com o raio r determinado anteriormente, bem como
o valor médio da ascensão capilar determinado na parte B, para calcular a
tensão superficial γ do líquido de estudo.
3. Compare os valores com os da literatura e comente.
QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
1. Os valores obtidos são satisfatórios?
2. Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para
cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos
experimentos.
BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
2. ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003.
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PRÁTICA N° 2:
DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO C/ VISCOSÍMETRO DE OSTWALD
OBJETIVO
Determinar a viscosidade relativa e a viscosidade absoluta de um líquido
puro, usando um viscosímetro de Ostwald.
INTRODUÇÃO
Líquidos e gases possuem uma propriedade conhecida como viscosidade,
que pode ser concebida como a resistência ao escoamento. Esta resistência é
devida ao atrito interno que surge devido ao movimento relativo de camadas
adjacentes do fluído (gás ou líquido). Esta propriedade é expressa
quantitativamente através de um índice chamado coeficiente de viscosidade ou
simplesmente viscosidade, η (eta, medida no SI em poise ou g·cm-1s-1; lê-se
poási).
Há diversos métodos experimentais para se determinar a viscosidade de
líquidos, tais como queda de esferas sólidas através de líquidos (viscosímetro de
Hoppler) e escoamento através de tubos capilares