Relatório - Química Geral II - Ebulioscopia

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Introdução
As propriedades coligativas das soluções são propriedades físicas que se somam pela presença de um ou mais solutos e dependem única e exclusivamente das concentrações dos solutos que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto. [1] Existem quatro tipos dessas propriedades: Tonoscopia, abaixamento da pressão de vapor; Ebulioscopia, aumento da temperatura de ebulição; Crioscopia, abaixamento da temperatura de fusão; e Osmose, que se refere à pressão osmótica. Nesse experimento, o nosso estudo será voltado para Ebulioscopia. 
A Ebulioscopia é a propriedade coligativa que estuda a elevação da temperatura de ebulição do solvente em uma solução. Para que um líquido entre em ebulição é necessário aquecê-lo até que a pressão de vapor fique igual à pressão atmosférica, mas quando existem partículas insolúveis em meio ao solvente o processo é dificultado. Então, utiliza-se a Ebulioscopia para explicar este fenômeno. [2] A elevação do ponto de ebulição é proporcional a concentração de partículas do soluto, independente dessas partículas serem moléculas ou íons. Para determinar apropriadamente o efeito de certo soluto no ponto de ebulição devemos considerar os solutos eletrólitos e os não-eleltrólitos, em que os eletrólitos com, por exemplo, o KCl, para 1 mol adicionado em água, ele dissocia e forma 1 mol de k+ e 1 mol de Cl-, ou seja totalizando 2 mols que pode ser 2 vezes maior a elevação da temperatura comparado a um não eletrólito como a uréia, por isso que fazemos uso de uma propriedade coligativa para seu estudo. [3]
Pressão máxima de vapor é a pressão do equilíbrio entre as fases líquido e vapor. Quando adicionamos um soluto não-volátil em um líquido puro, a pressão de vapor desse líquido diminui, sendo necessária uma temperatura mais alta para que essa pressão alcance 1 atm e o líquido inicie o processo de ebulição. Uma aplicação cotidiana dessa propriedade é adição de açúcar na água de preparo do café que estava prestes a entrar em ebulição. Antes de o açúcar ser dissolvido, ele retarda o ponto de ebulição da água fazendo com que o líquido demore um pouco mais de entrar em ebulição. [3]
Em uma solução diluída, a elevação do ponto de ebulição é proporcional a molalidade das partículas do soluto. Essa molalidade é definida da seguinte forma:
 W = (a)
Portanto, podemos encontrar a elevação do ponto de ebulição usando a seguinte equação:
 ΔTe = Ke x W (b)
sendo ΔTe a elevação do ponto de ebulição, Ke a constante de proporcionalidade conhecida como constante molar de elevação do ponto de ebulição , e W a molalidade. A constante molar de elevação do ponto de ebulição depende apenas do solvente.
2.0 Objetivo
Observar o efeito da ebulioscopia para soluções de Cloreto de Potássio (KCl) e Uréia formadas pelo mesmo solvente, a água , e em mesma quantidade.
3.0 Materias e métodos 
3.1 Materias e reagentes 
Béquer de 50 ml
Bastão de vidro
Balança semi-analítica 
Espátula 
Vidro de relógio 
Proveta de 50 ml
Termômetro
Placa de aquecimento
Uréia
Cloreto de Potássio 
Água destilada 
3.2 Métodos 
Inicialmente realizamos o experimento na solução de Uréia. Para isso, pesamos na balança semi-analítica 6,00 g desse soluto e adicionamos em um béquer contendo 20 ml de água destilada. Em seguida, utilizamos o bastão de vidro para dissolver completamente a uréia na água, e após a total dissolução colocamos a solução para aquecer na placa de aquecimento. Ficamos observando o aquecimento e no momento em que começou a ebulição do solvente, medimos a temperatura utilizando o termômetro. Feito isso, pesamos 10,0 g da uréia e repetimos o mesmo processo. Para solução de Cloreto de Potássio (KCl) foi utilizado o mesmo procedimento, primeiro preparamos e aquecemos a solução com 6,00 g desse soluto e depois a com 10,0 g. Por fim, anotamos os resultados observados e o comparamos afim de verificar que de fato, nas propriedades coligativas, não importa a natureza do soluto, apenas a quantidade colocada na solução. 
4.0 Resultado e discussão
O experimento realizado no laboratório nos forneceu as temperaturas de ebulição da água quando adicionado uréia e cloreto de potássio (KCl) em uma quantidade fixa em um mesmo solvente (água) para os valores diferentes de massa, lembrando que o experimento foi realizado na condição de pressão de 1 atm. Segue abaixo a tabela com as de quantidades de soluto, solvente, valores das concentrações e a temperatura de ebulição.
	
Soluto
	
Quantidades
	
Solvente
	
Quantidade
	
Concentração
	
Temperatura de ebulição
	Uréia1
	10,0 g
	Água
	20,0 ml
	500,0 g.L-1
	105,0 oC
	Uréia2
	 6,0 g
	Água
	20,0 ml
	300,0 g.L-1
	101,0 oC
	KCl1
	10,0 g
	Água
	20,0 ml
	500,0 g.L-1
	108,0 oC
	KCl2
	 6,0 g
	Água
	20,0 ml
	300,0 g.L-1
	107,0 oC
A temperatura de ebulição da água “pura” na condição de pressão de 1 atm, é aferida em 100,0 graus Celsius (oC). De acordo com a teoria quanto maior for à quantidade de soluto numa mesma quantidade de solvente, maior será a concentração, e conseqüentemente maior será o valor da temperatura de ebulição. Portanto, os resultados práticos encontrados estão de acordo, pois todos os valores de temperatura aferidos após a dissolução dos solutos foram maiores que 100 ºC.
Como as quantidade de Uréia1 e KCl1 são iguais e estão dissolvidas num mesmo solvente e de uma mesma quantidade, ou seja, tem a mesmas concentrações, teoricamente deveriam ter apresentado a mesma temperatura de ebulição, pois a ebulioscopia independe da natureza dos solutos. Porém, encontramos temperaturas diferentes para uma mesma quantidade de soluto. Isso pode ocorrer quando há solutos voláteis, mas, como a uréia e o cloreto de potássio não são voláteis, também podemos citar a diferença em que o KCl é um eletrólito, que pode influenciar também nos valores divergentes. Há alguns erros que também podem ter sido cometidos durante o experimento e influenciado nos valores de temperatura, como: aferir a temperatura de ebulição depois de algum tempo da solução ter entrado nesse estado físico; o fato das quatros soluções não terem sido colocadas sobre a placa de aquecimento ao mesmo tempo; pode ter ocorrido de os solutos não terem sido completamente dissolvidos na água; e perda de massa e volume durante as transferências de uma vidraria para outra, o que influenciaria no valor da concentração.
 Os gráficos também são outras maneiras de representar os resultados obtidos através do experimento das temperaturas de ebulição relacionados a cada quantidade de massa. Dessa forma, segue abaixo os gráficos da massa da uréia (g) versus a temperatura (ºC) e da massa do KCl (g) versus a temperatura (ºC).
O gráfico 1 Valores da massa de uréia (g) versus a temperatura de ebulição (oC)
O gráfico 2 Valores da massa de KCl (g) versus a temperatura de ebulição (oC).
6.0Anexos
6.1 Resposta da questão I
 	A temperatura de ebulição da água pura é determinada em 100,0 oC na condição de pressão de 1 atm. Quando é adicionada uma quantidade de um soluto não volátil em um solvente como a água, faz com que as partículas insolúveis na solução dificultam a ebulição do solvente, pois faz com que a pressão de vapor desse liquido diminui, sendo assim será preciso de uma temperatura maior para que a pressão do liquido se iguale a 1 atm, e assim entrar em estado de ebulição. Lembrando que a concentração é diretamente proporcional a temperatura de ebulição, ou seja, quanto mais a concentração da solução, maior será a temperatura de ebulição.
6.2 Resposta da questão II
	Para resolver esse problema, devemos realizar da mais simples forma possível, ou seja, poderia construir esse local de refrigeração em um lugar de baixa pressão, mais isso não seria favorável, principalmente econômica. Para isso, devemos usar os conceitos de ebulioscopia para resolver esse problema, fazer com que a temperatura deebulição da água seja maior do que 1040C. É intuitivo que precisaremos de uma quantidade de um soluto não volátil, pode ser qualquer um soluto não volátil, pois a ebulioscopia independe da natureza da espécie química, mais neste caso usaremos o cloreto de potássio (KCl). Só nos resta determinar a quantidade de soluto necessária para que a temperatura de ebulição da água seja maior do que 1040C, sendo assim calcularemos a quantidade de massa necessária para que a temperatura seja 106oC, para não correr o risco de passar fluido quente em ebulição.
Usando as equações b, temos:
ΔTe = Ke x W sendo que W = , e Ke é a constante molar de elevação do ponto de ebulição do solvente que nesse caso é a água, que tem o valor de 0,510C kg.mol-1
Substituindo a equação a em b, temos:
ΔTe = 0,510C kg.mol-1 x (Numero de mol KCl/100kg)
6oC = 0,510C kg.mol-1 x (Numero de mol KCl/100kg)
Numero de mol KCl = (100kgx60C)/ 0,510C kg.mol-1 
Numero de mol KCl = 1.176,47 mols , sendo a massa molar (MM) do KCl = 74,551 g.mol-1, como o KCl é um eletrólito, ou seja, para cada mol de KCl quando dissolvido e gera 1 mol de K+ e 1 mol de Cl-, ou seja, devemos dividir esse valor de 1.176,47 por 2, logo no fornecera a quantidade em mols de KCL.
Logo, m(g) = MMxNumeros de mol;
Massa(g) = 588,23 mol x 74,551 g.mol-1 = 43.853,5 gramas de KCl, ou seja, 43,853 kg de kg de KCl será necessário para fazer com que a corrente de fluido quente por hora com a temperatura de 1060C.
 
5.0 Referências bibliográficas
[1] Roteiro de aula pratica do prof. Fernando Cesário Rangel da disciplina de Quimica geral II na Universidade Estadual de Santa Cruz- UESC, 2013.
[2] http://www.brasilescola.com/quimica/ebulioscopia.htm
[3] BROWN, Theodore L; LEMAY JUNIOR, Harold Eugene; BURSTEN, Bruce Edward. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo Pearson Prentice Hall, 2005.