R5 - ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO E ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA

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<p>ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO E ELEVAÇÃO</p><p>EBULIOSCÓPICA</p><p>Curso: Bacharelado em Química</p><p>Disciplina: Físico-Química Experimental II</p><p>Professor: Fabio de Almeida Ribeiro</p><p>Data de realização do experimento: 31/07/2024</p><p>Relatório entregue em: 07/08/2024</p><p>Integrantes do grupo:</p><p>Matrícula Nome e-mail</p><p>20201008305 Ary Mateus da</p><p>Silveira</p><p>arymateusss@gmail.com</p><p>20201008557 Gabriela Pontes da</p><p>Costa</p><p>pontescgabriela@gmail.com</p><p>20212007226 José Vinicius Motta</p><p>Machado</p><p>jvmm99@gmail.com</p><p>31528016 Lorraine Gonçalves lorrainegoncalves2106@outlook.com</p><p>2</p><p>Introdução</p><p>Uma propriedade coligativa é influenciada pelo número de</p><p>partículas de soluto presentes em uma solução, independentemente</p><p>de sua natureza química. Todas as propriedades coligativas, como o</p><p>abaixamento da pressão de vapor, o aumento do ponto de ebulição</p><p>(elevação ebulioscópica), a redução do ponto de congelamento</p><p>(abaixamento crioscópico) e a pressão osmótica, são causadas pela</p><p>presença de um soluto. Essas propriedades surgem devido à</p><p>diminuição do potencial químico do solvente líquido em razão da</p><p>adição do soluto (ATKINS, 2007). Essa redução do potencial químico</p><p>pode ser expressa pela seguinte equação:</p><p>µ𝐴= µ𝐴°+ 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑥A</p><p>Onde:</p><p>• μA é o potencial químico da substância A na solução</p><p>• μA∘ é o potencial químico padrão da substância A, ou seja, o</p><p>potencial químico quando a fração molar xA é igual a 1</p><p>(substância pura).</p><p>• R é a constante dos gases</p><p>• T é a temperatura</p><p>• XA é a fração molar da substância A na solução</p><p>A Figura 1 mostra a redução do potencial químico do solvente,</p><p>resultando no deslocamento do equilíbrio líquido-vapor para</p><p>temperaturas mais altas, elevando assim o ponto de ebulição do</p><p>solvente. Da mesma forma, o equilíbrio sólido-líquido se desloca para</p><p>temperaturas mais baixas, o que reduz o ponto de congelamento do</p><p>solvente (ATKINS, 2008).</p><p>3</p><p>Figura 1 - Representação gráfica do potencial químico do solvente na</p><p>presença do soluto. Fonte: ATKINS, 2008</p><p>Observa-se que no abaixamento crioscópico, ocorre uma</p><p>diminuição na temperatura de fusão de uma substância quando um</p><p>soluto não volátil é adicionado. O equilíbrio relevante envolve o</p><p>solvente puro na fase sólida e o solvente líquido na solução a 1 atm.</p><p>Essa propriedade é descrita pela equação:</p><p>∆𝑇𝑐= 𝐾𝑐. 𝑊</p><p>Onde:</p><p>• ∆𝑇𝑐 é o abaixamento da temperatura de congelamento (Tsolv.</p><p>puro – Tsol)</p><p>• 𝐾𝑐 é a constante crioscópica do solvente</p><p>• W é a molalidade da solução</p><p>Na figura 2, pode-se observar alguns valores de temperaturas</p><p>de fusão (K) de solventes puros e suas respectivas constantes</p><p>crioscópicas.</p><p>4</p><p>Figura 2 - Valores das temperaturas de fusão (Tf) e das constantes crioscópicas de</p><p>alguns solventes.</p><p>Fonte: SPENCER, 2014.</p><p>Da mesma forma, observa-se que na elevação ebulioscópica, há</p><p>um aumento da temperatura de ebulição de uma substância quando</p><p>um soluto não volátil é adicionado, onde, nesse caso, o equilíbrio</p><p>heterogêneo envolve o solvente puro na fase vapor e o solvente</p><p>líquido em solução, observado pela equação:</p><p>∆𝑇𝑒= 𝐾𝑒. 𝑊</p><p>Onde:</p><p>• ∆𝑇𝑒 é o crescimento da temperatura de ebulição (Tsolv. puro – Tsol)</p><p>• 𝐾𝑒 é a constante ebulioscópica do solvente</p><p>• W é a molalidade da solução</p><p>Importante ressaltar que esta equação é utilizada para solutos</p><p>moleculares, ou seja, em soluções cujas partículas dispersas na</p><p>solução são moléculas. Existe também os casos de soluções iônicas,</p><p>ou seja, quando as partículas dispersas na solução são íons. Para este</p><p>último caso, tem-se a seguinte equação:</p><p>∆𝑇𝑒= 𝐾𝑒. 𝑊.i</p><p>Onde a única variável de diferente da última equação é o i, que</p><p>representa o fator de vant’t Hoff. O fator de van’t Hoff traduz o</p><p>número de mols a que um mol de soluto dá origem quando se</p><p>5</p><p>dissolve num determinado solvente. Para soluções de não eletrólitos,</p><p>i=1, e para soluções de eletrólitos i>1 (SPENCER, 2014). Esse valor</p><p>pode ser calculado pela seguinte equação:</p><p>i= 1+ α(q-1)</p><p>Onde:</p><p>• i representa o fator de vant’t Hoff</p><p>• α é o grau de dissociação da substância</p><p>• q é quantidade de íons originados de uma única fórmula</p><p>Na figura 3, pode-se observar alguns valores de temperaturas de</p><p>ebulição (K) de solventes puros e suas respectivas constantes</p><p>ebulioscópicas.</p><p>.</p><p>Figura 3 - Valores da temperatura de ebulição (Te) e da constante ebulioscópica</p><p>para alguns solventes. Fonte: SPENCER, 2014</p><p>Sendo assim, a seguinte atividade prática buscou avaliar,</p><p>experimentalmente, o abaixamento crioscópico e a elevação</p><p>ebulioscópica de soluções aquosas com diferentes solutos.</p><p>Procedimento Experimental</p><p>• NaCl P.A.;</p><p>• Sacarose P.A.;</p><p>• Água destilada;</p><p>• Bureta de 50 mL;</p><p>• Erlenmeyers de 50 mL;</p><p>• Béqueres de 100 mL;</p><p>• Pipeta volumétrica de 2</p><p>mL;</p><p>• Gelo;</p><p>• Sal grosso;</p><p>• Copo térmico;</p><p>• Termômetro digital;</p><p>• Tubo de ensaio;</p><p>6</p><p>• Suporte universal;</p><p>• Mufa;</p><p>• Garra;</p><p>• Placa de aquecimento e</p><p>agitação;</p><p>• Proveta de 25 mL;</p><p>• Vidro de relógio</p><p>• Agitador magnético.</p><p>Procedimento</p><p>Inicialmente, realizou-se a pesagem de 5 mL de água destilada,</p><p>para que fosse possível calcular sua densidade real.</p><p>Foram preparadas soluções de NaCl e sacarose (C12H22O11) em</p><p>duas diferentes concentrações: 0,5 e 1,5 mol/kg. Os solutos foram</p><p>pesados em vidro de relógio e transferidos para erlenmeyers de 50</p><p>mL, onde foram adicionados 25,0 mL de água destilada com auxílio</p><p>de bureta de 50 mL. Agitou-se para solubilização. Foram preparadas</p><p>duas soluções de cada concentração para cada soluto.</p><p>Em seguida, foi realizada a preparação da mistura congelante.</p><p>A um recipiente de isopor, foram transferidos 200 g de gelo picado e</p><p>50 g de sal grosso (proporção de 4:1). Transferiu-se a mistura para o</p><p>copo térmico a ser utilizado no experimento.</p><p>A fim de corrigir a medição de temperatura do termômetro, foi</p><p>medida a temperatura de congelamento da água pura. Para isso,</p><p>foram adicionados cerca de 7 mL de água destilada em tubo de</p><p>ensaio. O tubo foi colocado na mistura congelante, agitando a água</p><p>com auxílio de bastão de vidro para promover uniformidade da</p><p>temperatura, e registrou-se a temperatura de congelamento</p><p>observando a invariância do termômetro por alguns minutos. O</p><p>termômetro foi fixado com auxílio de suporte universal e garra. O</p><p>valor obtido foi considerado para cálculo da temperatura real de</p><p>congelamento e ebulição das soluções. A partir disso, foi possível</p><p>iniciar o experimento.</p><p>7</p><p>Para cada concentração, foram preparadas duas soluções: uma</p><p>sendo utilizada para medir a temperatura de congelamento, e a outra</p><p>para a de ebulição.</p><p>Para observar o abaixamento crioscópico, 7 mL da solução</p><p>foram transferidos para tubo de ensaio. Este foi colocado no copo</p><p>térmico com a mistura congelante, e aferiu-se a temperatura de</p><p>congelamento (Pf) a partir da invariância do termômetro por alguns</p><p>minutos. Já para a observação da elevação ebulioscópica, o</p><p>erlenmeyer com uma das soluções foi colocado em aquecimento e</p><p>deixada sob agitação com auxílio de agitador magnético. Foi</p><p>observada, da mesma forma, a estabilidade do valor no termômetro</p><p>para obtenção da temperatura de ebulição (Pe).</p><p>Cálculos do procedimento</p><p>Para saber a massa necessária de soluto para a preparação de</p><p>25 mL de solução, foi realizado o seguinte cálculo:</p><p>Wi = ni/mH2O</p><p>Wi = (ni/mH2O) * 1.000 g/kg</p><p>Wi = (mi/MMi)[(1000 g/kg)/25 g]</p><p>Sendo:</p><p>Wi = molalidade da solução</p><p>ni = número de mols do soluto</p><p>mH2O = massa de água</p><p>mi = massa do soluto</p><p>MMi = massa molar do soluto</p><p>A densidade real da água foi calculada relacionando o volume</p><p>(v) e a massa (m) da água.</p><p>dH2O = m/v</p><p>d = 4,908 g / 5,000 mL .: d = 0,9816 g/mL</p><p>8</p><p>Com esse valor, foi possível calcular a molalidade real das</p><p>soluções preparadas. O cálculo foi feito da seguinte maneira:</p><p>d = mH2O/v</p><p>mH2O = d * v</p><p>mH2O = 0,9816 g/mL * 25,00 mL .: mH2O = 24,54 g</p><p>Wi = ni/mH2O</p><p>Wi = (ni/mH2O) * 1.000 g/kg</p><p>Wi = (mi/MMi)[(1000g/kg)/mH2O]</p><p>Wi = (mi/MMi)[(1000g/kg)/24,54]</p><p>Sendo:</p><p>Wi = molalidade da solução</p><p>ni = número de mols do soluto</p><p>mH2O = massa de água</p><p>mi = massa do soluto</p><p>MMi = massa molar do soluto</p><p>Dessa forma, tem-se a seguinte tabela:</p><p>Concentração ideal (mol/kg)</p><p>Concentração real (mol/kg)</p><p>Crioscopia Ebulioscopia</p><p>NaCl</p><p>0,5 0,5076 0,5090</p><p>1,5 1,520 1,508</p><p>Sacarose</p><p>0,5 0,5095 0,5094</p><p>1,5 1,529 1,529</p><p>Tabela 1: valores de concentração molal de cada solução preparada.</p><p>Para que seja possível calcular a massa molar do cloreto de</p><p>sódio e da sacarose a partir desse experimento, tem-se que:</p><p>ΔT = Ky * Wi</p><p>Onde Ky corresponde à constante ebulioscópica ou crioscópica. Pode-</p><p>se desenvolver a equação, obtendo-se:</p><p>ΔT = (Ky/MMi)(mi/mH2O)(1000g/kg)</p><p>9</p><p>(Para a água, o valor de Ky de ebulioscopia é 0,51 K kgmol-1 e Ky</p><p>para crioscopia 1,86 K kgmol-1).</p><p>Sabendo que Ky, Mi e 1000g/kg são constantes, pode-se agrupá-los</p><p>em uma nova constante K’:</p><p>ΔT = K’ * (mi/mH2O)</p><p>Dessa forma, K’ seria o coeficiente angular da reta de um gráfico</p><p>mi/mH2OxΔT. A partir do valor obtido de K’, é possível calcular a massa</p><p>molar dos solutos, onde:</p><p>K’ = (Ky/MMi)(1000g/kg)</p><p>Resultados e Discussão</p><p>Com o intuito de calcular a massa molar dos solutos (NaCl e</p><p>SACAROSE), realizou-se o experimento com a adição dos mesmos,</p><p>para verificar a mudança no ponto de congelamento e de ebulição, a</p><p>fim de determinar a temperatura nestes pontos, cujos valores de</p><p>temperatura (°C), obtidos pelo termômetro, cada grupo, realizou os</p><p>procedimentos com uma determinada concentração e determinado</p><p>soluto, como é possível observar na tabela 2.</p><p>CRIO.</p><p>mNaCl</p><p>(g)</p><p>EBUL.</p><p>mNaCl</p><p>(g)</p><p>CRIO.</p><p>mSACA</p><p>(g)</p><p>EBUL.</p><p>mSACA</p><p>(g)</p><p>∆TFUS(°C</p><p>)</p><p>∆TEBU(°C</p><p>)</p><p>G1 0,728 0,730 - - -0,7 0,0</p><p>G2 - - 4,280 4,279 -0,6 0,3</p><p>G3 2,180 2,162 - - -5,8 0,1</p><p>G4 - - 12,846 12,844 -3,4 -0,1</p><p>Tabela 2: valores experimentais para obtenção da massa molar do soluto.</p><p>Com base nos dados obtidos experimentalmente, foi possível obter a</p><p>massa molar (MM) da sacarose, utilizando os métodos de crioscopia e</p><p>ebulioscopia como podemos observar através dos cálculos a seguir:</p><p>Ebulioscopia</p><p>10</p><p>ΔT = K’ * (mi/mH2O)</p><p>0,3 = K’ * (4,279/24,54)</p><p>K’ =1,72kg/mol</p><p>K’ = (Ky/MMi)(1000g/kg)</p><p>1,72 = (0,515/MMi)*(1000g/kg)</p><p>MMi=299,35g/mol</p><p>Erro relativo =</p><p>𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟  exp𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙</p><p>𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜</p><p>⋅  100</p><p>Erro relativo =</p><p>342,31−299,35</p><p>342,31</p><p>⋅  100</p><p>Erro relativo = 12,55%</p><p>Crioscopia</p><p>ΔT = K’ * (mi/mH2O)</p><p>0,6 = K’ * (4,280/24,54)</p><p>𝐾′  =  3,44 kg/mol</p><p>K’ = (Ky/MMi)(1000g/kg)</p><p>3,4 = (1,86/MMi)(1000g/kg)</p><p>MMi=540,67g/mol</p><p>Erro relativo =</p><p>𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜−𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 exp𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙</p><p>𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜</p><p>⋅ 100</p><p>Erro relativo =</p><p>342,31−540,67</p><p>342,31</p><p>⋅ 100</p><p>Erro relativo = 57,91%</p><p>11</p><p>Análise dos Gráficos:</p><p>Tendência e Comportamento:</p><p>As retas têm uma inclinação negativa, indicando que quanto</p><p>maior a proporção de NaCl ou Sacarose em relação à água, maior o</p><p>abaixamento da temperatura de congelamento. Isso é consistente</p><p>com a teoria do abaixamento crioscópico, onde a adição de um soluto</p><p>não volátil à água diminui seu ponto de congelamento.</p><p>12</p><p>Interpretação Físico-Química:</p><p>O abaixamento crioscópico observado segue a lógica de que o</p><p>soluto interfere na estrutura ordenada do gelo, dificultando a</p><p>formação do mesmo e, portanto, abaixando o ponto de</p><p>congelamento.</p><p>A sacarose, sendo um soluto não volátil e não dissociativo, não</p><p>se desdobra em íons na solução, o que significa que cada molécula de</p><p>sacarose interfere diretamente na formação de cristais de gelo.</p><p>A relação linear sugere que o efeito do NaCl e da sacarose na</p><p>diminuição do ponto de congelamento é proporcional à sua</p><p>concentração na solução.</p><p>Tendência e Comportamento:</p><p>A reta tem uma inclinação positiva, que demonstra que quanto</p><p>maior a proporção de NaCl em relação à água, maior é a elevação da</p><p>temperatura de ebulição. Este fenômeno é típico da elevação</p><p>ebulioscópica, onde a adição de um soluto não volátil aumenta o</p><p>ponto de ebulição do solvente.</p><p>Interpretação Físico-Química:</p><p>13</p><p>O NaCl, ao dissolver-se na água, ioniza-se em Na⁺ e Cl⁻,</p><p>aumentando o número de partículas solúveis, o que exerce maior</p><p>efeito na elevação do ponto de ebulição em comparação com solutos</p><p>não dissociativos. O efeito é proporcional à concentração total de</p><p>partículas em solução.</p><p>A tendência observada valida a lei de Raoult e a equação de</p><p>Clausius-Clapeyron para soluções ideais, refletindo como a pressão</p><p>de vapor é afetada pela presença de solutos e como isso modifica o</p><p>ponto de ebulição.</p><p>Tendência e Comportamento:</p><p>A reta possui uma inclinação positiva, indicando que,</p><p>teoricamente, à medida que aumenta a proporção de sacarose,</p><p>também aumenta a elevação da temperatura de ebulição da água. No</p><p>entanto, a baixa correlação sugere que o modelo linear pode não ser</p><p>adequado para descrever completamente essa relação.</p><p>Interpretação Físico-Química:</p><p>Como foi observado anteriormente, a sacarose, ao ser</p><p>adicionada à água, não se dissocia em íons, portanto o aumento no</p><p>ponto de ebulição deve ser considerado somente pela presença de</p><p>14</p><p>moléculas de sacarose que impedem a evaporação da água,</p><p>aumentando a energia necessária para alcançar a ebulição.</p><p>A baixa correlação pode indicar que, para diferentes</p><p>concentrações de sacarose, o comportamento da solução pode variar</p><p>devido a fatores como interações moleculares complexas não</p><p>observadas simplesmente pela razão mi/mH2O.</p><p>Fatores Influenciadores</p><p>Após uma análise rápida, percebe-se que os erros relativos são</p><p>elevados. No entanto, também se identificam alguns fatores que</p><p>podem influenciar diretamente os resultados, causando discrepâncias</p><p>em relação aos valores reais.</p><p>• Alteração na Sacarose: A sacarose utilizada apresentava uma</p><p>coloração amarelada, o que indica que pode ter ocorrido</p><p>alguma alteração química ou presença de impurezas no</p><p>composto. Essas impurezas podem impactar os resultados das</p><p>propriedades coligativas de duas maneiras principais:</p><p>• Mudança na Composição: Impurezas podem alterar a massa</p><p>molar efetiva do soluto, levando a um cálculo incorreto da</p><p>concentração molal. Isso pode resultar em uma estimativa</p><p>errada da massa molar, especialmente se as impurezas não</p><p>contribuem para o efeito coligativo de maneira previsível.</p><p>• Presença de Solutos Extras: Se as impurezas atuam como</p><p>solutos adicionais, elas podem aumentar o número total de</p><p>partículas na solução, o que influencia diretamente o</p><p>abaixamento crioscópico e a elevação ebulioscópica.</p><p>• Temperatura Ambiente e Corrente de Ar: As condições</p><p>ambientais, como a temperatura e a presença de correntes de</p><p>ar, podem impactar significativamente a precisão das medições</p><p>de temperatura.</p><p>• Evaporação Acelerada: Correntes de ar podem acelerar a</p><p>evaporação dos líquidos, especialmente durante a medição da</p><p>15</p><p>ebulição. Isso pode levar a leituras de temperatura errôneas,</p><p>onde a temperatura medida pode ser menor do que a real</p><p>devido à perda de líquido.</p><p>• Trocas de Calor: Variabilidade na temperatura ambiente pode</p><p>afetar o equilíbrio térmico durante os experimentos de</p><p>crioscopia e ebulioscopia, resultando em medições de</p><p>temperatura que não refletem com precisão as condições da</p><p>solução pura.</p><p>• Verificação de Erro do Termômetro: A verificação do erro do</p><p>termômetro foi feita apenas para o congelamento e não para a</p><p>ebulição, o que aumenta a imprecisão nos resultados. Caso o</p><p>termômetro tiver um desvio sistemático, as medições de</p><p>ebulição podem estar incorretas, já que o erro não foi</p><p>considerado. Isso pode resultar em um desvio nos valores</p><p>calculados para o aumento do ponto de ebulição. A falta de</p><p>calibração para ambos os tipos de</p><p>medições pode ter levado a</p><p>uma inconsistência na comparação entre os efeitos crioscópicos</p><p>e ebulioscópicos, prejudicando a avaliação da massa molar do</p><p>soluto.</p><p>Conclusão</p><p>O experimento ilustrou os princípios das propriedades</p><p>coligativas, mas também destacou a importância do controle</p><p>experimental rigoroso para obter resultados precisos. A alta</p><p>discrepância nos resultados da crioscopia sugere a necessidade de</p><p>ajustes no procedimento experimental para melhorar a confiabilidade</p><p>das medições. Os conceitos fundamentais de abaixamento crioscópico</p><p>e elevação ebulioscópica foram confirmados, mas a precisão dos</p><p>resultados poderia ser melhorada com técnicas de medição mais</p><p>refinadas e um controle mais rigoroso das condições experimentais.</p><p>16</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química, 3ª ed., Editora</p><p>Bookman; p. 401-408; 2007.</p><p>ATKINS, Peter; PAULA. Físico-Química.; 6ª ed.; v. 1. Local: LTC;</p><p>p.143-148; 2008.</p><p>SPENCER, Lima, L. Elevação ebulioscópica. Revista de Ciência</p><p>Elementar: Casa das Ciências, v. 2, n. 1, 2014.</p>