CQ 033 FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL D
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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA CQ 033 FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL D REVISÃO PARA A 2ª PROVA
2 PRÁTICA 06 - Entalpia de formação do NH 4 Cl(s) 1- formação do NH 3 (g) 2 - formação do HCl(g) 3 - dissolução e ionização do HCl (g) em meio aquoso 4 - dissolução e ionização do NH 3 (g) em meio aquoso 5 - reação de neutralização do NH 4 OH(aq) com HCl(aq) para formar o NH 4 Cl(aq) 6 - dissolução e dissociação do NH 4 Cl(s) em água destilada (inverso) 7 - formação do NH 4 Cl(s)
3 I Determinação da constante calorimétrica do calorímetro Ex: Num calorímetro contendo 100,0 ml de água a 19,5 o C, adicionou-se 100,0 ml de água a 67,5 o C. A temperatura de equilíbrio foi de 40,7 o C. Qual o valor da capacidade calorífica do calorímetro? Dado: c água = 4,184 J.g -1. o C -1 [m água fria. c água (T 3 -T 1 )] + [C cal (T 3 -T 1 )] + [m água quente. c água. (T 3 T 2 )] = 0 [100. 4,184. (21,2)] + [C cal (21,2)] + [100. 4,184. (- 26,8)] = 0 C cal = 110,52 J. o C -1 ou 110,52 J. K -1 II Determinação do calor envolvido na dissolução do NH 4 Cl No calorímetro anterior, foi adicionado 5,001 g de NH 4 Cl em 200,0 ml de água a 40,5 o C. A temperatura final foi de 39,1 o C. Calcule a entalpia dessa reação. Dado: M(NH 4 Cl) = 53,5 g.mol -1 mc DT + Q r + CDT =0 200 g. 4,184 J.g -1. o C -1. (-1,4 o C) + Q r + 110,52 J. o C -1 (-1,4 o C) = 0 Q r = 1326,25 J D r H = Q / n = 1326,25 J / 0,09347 mol = +14,19 kj.mol -1 Obs.: DH da reação (6) = -14,19 kj.mol -1
4 III Determinação do calor envolvido na reação entre NH 4 OH e HCl No calorímetro (vazio) anterior, foi adicionado 100,0 ml de HCl 1,5183 mol.l -1 a 20,4 o C. A seguir, adicionou-se NH 4 OH 1,5632 mol.l -1 também a 20,4 o C em proporção estequiométrica. A temperatura final foi de 29,5 o C. Calcule a entalpia dessa reação. n ácido = 0,15183 mol V base = 0,15183 mol / 1,5632 mol.l -1 = 97 ml mcdt + Q r + C D T = g. 4,184 J.g -1. o C -1. (9,1 o C) + Q r + 110,52 J. o C -1 (9,1 o C) = 0 Q r = -8506,4 J D r H = Q / n = -8506,4 J / 0,15183 mol = -56,03 kj.mol -1 IV Cálculo do D f H (NH 4 Cl) D f H = -243,76 kj.mol -1 + DH 5 +DH 6 = D f H = -243,76 kj.mol -1-56,03 kj.mol -1-14,19 kj.mol -1 D f H = -313,98 kj.mol -1 = -314 kj.mol -1
5 PRÁTICA 07 - Termodinâmica da célula eletroquímica Zn(s) Zn (aq), Cl - (aq) AgCl(s) Ag(s) DE o (teórico) = +0,222V (-0,76V) DE o (teórico) = 0,982 V S.R.C. : 2AgCl + 2e 2Ag + 2Cl S.R.A. : Zn Zn + 2e R.G.: 2AgCl + Zn 2Ag + 2Cl + Zn - - DG 0 = - n e F DE 0 S = n e F DH o =? dδe dt DG o = DH o - T DS o temp / o C T / K DE / V 34,7 307,85 0,976 39,7 312,85 0,973 44,7 317,85 0,97 49,7 322,85 0,966 54,7 327,85 0,963 59,7 332,85 0,959 64,7 337,85 0,955 69,7 342,85 0,952 74,7 347,85 0,946 79,7 352,85 0,943 Obs.: DE = diferença de potencial
6 DE / V DE o é a diferença de potencial medida a 25 o C. O valor deve ser obtido a partir da equação da reta e não do dado experimental. Assim: 0,98 y = 1,2058 7, x r 2 = 0,9953 x = 298,15 K y = E o = 0,984 V 0,975 0,97 0,965 0,96 0,955 0,95 0,945 0, T / K DG 0 = - n e F DE 0 DG o = C.mol -1.0,984 V DG o = -190 kj.mol -1 S = n e F dδe dt DS o = C.mol -1.-7, V.K -1 DS o = -144 J.mol -1.K -1 DG o = DH o T.DS o DH o = DG o + T.DS o DH o = ,48 J.mol ,15K. (-143,3767.J.mol -1.K -1 ) DH o = -233 kj.mol -1
![Absorvância PRÁTICA 08 - Equilíbrio Químico e Espectrofotometria Fe(H 2 O) 6 3+ (aq) + SCN - (aq) [FeSCN(H 2 O) 5 ] (aq) + H 2 O(l) Fe 3+ + SCN -](/docs-images/97/131863098/images/7-1.jpg "[Fe(SCN)] Espectro de absorção do [FeSCN(H 2 O) 5 ] em meio ácido aquoso 0,9 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 400 420 440 460 480 500 520 540 560 580")
7 Absorvância PRÁTICA 08 - Equilíbrio Químico e Espectrofotometria Fe(H 2 O) 6 3+ (aq) + SCN - (aq) [FeSCN(H 2 O) 5 ] (aq) + H 2 O(l) Fe 3+ + SCN - [Fe(SCN)] Espectro de absorção do [FeSCN(H 2 O) 5 ] em meio ácido aquoso 0,9 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0, / nm
8 I Aquisição da curva padrão (Lei de Lambert-Beer) Equilíbrio deslocado para a direita devido ao excesso de íons Fe 3+ : Tubo Fe 3+ 0,1 mol.l -1 SCN - 0,001 mol.l -1 H 2 O [Fe(SCN)] /10-4 mol.l -1 Absorvância a 440 nm 1 5,0 5,0 4,0 3,57 0, ,0 4,0 5,0 2,86 0,59 3 5,0 3,0 6,0 2,14 0, ,0 2,0 7,0 1,43 0, ,0 1,0 8,0 0,714 0,09 C 1 V 1 = C 2 V 2 Tubo 1 0,001 mol.l -1 x 5,0 ml = C 2 14,0 ml C 2 = 3,57 x 10-4 mol.l -1
9 Absorvância 0,8 0,7 y = 2238,6x - 0,0607 R² = 0,9984 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0 0,0E+00 5,0E-05 1,0E-04 1,5E-04 2,0E-04 2,5E-04 3,0E-04 3,5E-04 4,0E-04 [complexo]/mol.l -1 y = 2238,6x 0,0607 r 2 = 0,9984 Observe que: coeficiente linear é próximo de zero conforme esperado Absortividade molar é igual a 2239 L.mol -1.cm -1
10 II - Medida da absorvância de soluções de complexo de concentrações desconhecidas [Fe(SCN) ] eq K = 3+ [Fe ] [SCN ] eq eq TUBO Fe 3+ SCN - [Complexo]/10-5 0,001 0,001 ÁGUA Abs (x) ,156 6, ,134 5, ,141 6, ,121 5, ,5 5,5 3 0,100 4,467 x = Abs / 2238,6 Fe 3+ SCN - TUBO Fe 3+ SCNeq/10 incial /10-4 eq /10-4 inicial/ K 6 5,00 4,303 5,000 4, ,34 7 5,00 4,401 4,286 3, ,85 8 4,286 3,656 5,000 4, ,24 9 4,286 3,745 4,286 3, , ,929 3,482 3,929 3, , K é adimensional porque é definido em termos de atividade, as quais não têm unidade.
11 ph PRÁTICA 09 TITULAÇÃO POTENCIOMÉTRICA Titulação de HCl 0,1 mol.l -1 e Hac 0,1 mol.l -1 com NaOH 0,2089 mol.l HCl HAc volume de NaOH adicionado / ml
12 I Titulação potenciométrica de 25,00 ml de HCl com NaOH 0,2089 mol.l -1 1) a)qual o volume do ponto de equivalência? Resp.: 11,50 ml
13 dph/dv ph II Titulação potenciométrica de 25,00 ml de HAc com NaOH 0,2089 mol.l -1 1) b) Qual o volume do ponto de equivalência? E o pka? Resp.: 13,60 ml e 4,40. 6 pk a V PE / V PE volume de NaOH adicionado / ml ,60 ml V/mL
14 2) a) Qual a concentração do HCl? HCl + NaOH NaCl + H 2 O n (HCl) = n (NaOH) [HCl] 1 11,50mL 0,2089mol.L = = 25,00mL 0,09609 mol.l 1 2) b) Qual a concentração do HAc? HAc+ NaOH NaAc+ H 2 O n (HAc) = n (NaOH) 1 13,60mL 0,2089mol.L [HAc] = = 0,1136mol.L 25,00mL 1
15 3) Como você preparia um tampão cujo ph fosse de 4,7 a partir de uma mistura de NaOH 0,1 mol.l -1 e 25,00 ml de uma solução de ácido acético a 0,100 mol.l -1? Dado: pk a = 4,76 Início: Variação: Equilíbrio: n (HAc) = 25,00 ml. 0,100 mol.l -1 = 2,500 mmol HAc + NaOH NaAc + H 2 O 2,50 x x - x x x 2,50 - x - x x [Ac ] ph = pka + log [HAc] [x mmol / VmL] 4,7 = 4,76 + log [(2,50 x)mmol / VmL] 0,06 x 10 = 2,50 x x = 1,1638mmol 1,1638mmol V = = 11,64mL 1 0,100mol.L
16 4) Calcule o ph após a adição dos seguintes volumes de base à solução de HCl: a) 6,0 ml n (HCl) = 25,00 ml. 0,09609 mol.l -1 = 2,4022 mmol n (NaOH) = 6,00 ml. 0,2089 mol.l -1 = 1,2534 mmol HCl + NaOH NaCl + H 2 O Início: Equilíbrio: 2,4022 1, ,1488-1,2534 1,2534 1,1488mmol [HCl] = = 31,00mL ph = 1,43 0,03706mol.L 1
17 b) Volume igual ao volume do ponto de equivalência Início: Equilíbrio: c) 18,0 ml HCl + NaOH NaCl + H 2 O 2,4022 2, ,4022 2,4022 H 2 O H + + OH - n (HCl) = 25,00 ml. 0,09609 mol.l -1 = 2,4022 mmol n (NaOH) = 18,00 ml. 0,2089 mol.l -1 = 3,7602 mmol [H + ] = 10-7 mol.l -1 ph = 7,00 HCl + NaOH NaCl + H 2 O Início: Equilíbrio: 2,4022 3, ,358 2,4022 2,4022 1,358mmol [NaOH] = = 0,03158mol.L 43,00mL poh = 1,50 ph = 12,50 1
18 5) Calcule o ph após a adição dos seguintes volumes de base à solução de HAc: a) 6,0 ml n (HAc) = 25,00 ml. 0,1136 mol.l -1 = 2,840 mmol n (NaOH) = 6,00 ml. 0,2089 mol.l -1 = 1,2534 mmol HAc + NaOH NaAc + H 2 O Início: Equilíbrio: 2,840 1, ,5866-1,2534 1,2534 [Ac ] ph = pka + log [HAc] [1,2534 mmol / 31 ml] ph = 4,76 + log [1,5866 mmol / 31 ml] ph = 4,76 0,10 = 4,66
19 b) Volume igual ao volume do ponto de equivalência HAc + NaOH NaAc + H 2 O NaAc + H 2 O Hac + OH - 2 Kw [OH ] Kh = = pka = 4,76 Ka = 1,74x10 Ka [Ac ] 10 [OH ] Kh = = ,74 10 (2,840mmol/38,60mL) [OH ] = 4,2285x10 [OH ] = 6,5003x10 poh = 5,19 ph = 8,81-5 c) 18,0 ml n (HAc) = 25,00 ml. 0,1136mol.L -1 = 2,840 mmol n (NaOH) = 18,00 ml. 0,2089 mol.l -1 = 3,7602 mmol Início: Equilíbrio: HAc + NaOH NaAc + H 2 O 2,840 3, ,9202 3,7602 3,7602 0,9602 mmol [NaOH] = = 0,02140 mol.l 43,00 ml poh = 1,67 ph = 12,33 1
20 Dados: PRÁTICA 10 CÉLULAS ELETROQUÍMICAS GALVÂNICAS E DE CONCENTRAÇÃO semi-reação o E / V Zn + 2e Zn 0,76 Cu + 2e Cu + 0,34 + Ag + e Ag + 0,80 Pb + 2e Pb 0,13 I) CÉLULAS GALVÂNICAS a) Zn Zn (0,1 mol.l -1 ) Cu (0,01 mol.l -1 L) Cu S.R.A. : Zn Zn + 2e S.R.C. : Cu + 2e Cu R.G.: Zn + Cu Zn + Cu o E = + 0,34V ( 0,76V) = 1,10V = o 0,0592 [Zn ] E E log n e [Cu ] 0,0592 0,1 E = 1,10- log 2 0,01 E = 1,10 0,0296 = 1,070V
21 b) Zn Zn (0,1 mol.l -1 ) Ag + (0,001 mol.l -1 L) Ag S.R.A. : Zn Zn + 2e + S.R.C. : 2Ag + 2e 2Ag + R.G.: Zn + 2Ag Zn + 2Ag o E = + 0,80V ( 0,76V) = 1,56V = o 0,0592 [Zn ] E E log + 2 n e [Ag ] 0,0592 0,1 E 1,56- log 2 0,001 E = 1,56 0,148 = 1,412V = 2 c) Pb Pb (0,01 mol.l -1 ) Cu (0,1 mol.l -1 ) Cu S.R.A. : Pb Pb + 2e S.R.C. : Cu + 2e Cu R.G.: Pb + Cu Pb + Cu o E = + 0,34V ( 0,13V) = 0,47V = o 0,0592 [Pb ] E E log n e [Cu ] 0,0592 0,01 E = 0,47 log 2 0,1 E = 0,47 + 0,0296 = 0,500V
22 b) CÉLULAS DE CONCENTRAÇÃO + S.R.A. : Ag Ag (dil.) + e + S.R.C. : Ag (conc.) + e Ag + + R.G.: Ag (conc.) Ag (dil.) o E = + 0,80V ( + 0,80V) = 0V a) Ag (s) Ag + (0,0001 mol.l -1 ) Ag + (0,1 mol.l -1 ) Ag(s) + 0,0592 [Ag (dil.)] E = log + n e [Ag (conc.)] 0,0592 0,0001 E = log 1 0,1 E = 0,1776V = 178mV
23 b) Ag (s) Ag + (0,001 mol.l -1 ) Ag + (0,1 mol.l -1 ) Ag(s) + 0,0592 [Ag (dil.)] E = log + n e [Ag (conc.)] 0,0592 0,001 E = log 1 0,1 E = 0,1184V = 118mV c) Ag (s) Ag + (0,01 mol.l -1 ) Ag + (0,1 mol.l -1 ) Ag(s) + 0,0592 [Ag (dil.)] E = log + n e [Ag (conc.)] 0,0592 0,01 E = log 1 0,1 E = 0,0592V = 59,2mV
24 FORMULÁRIO c(h 2 O) = 4,184 J.g -1.K mmhg = Pa R = 8,314 J.mol -1.K -1 F = C.mol -1 T/K = q/ o C + 273,15 r(h 2 O) = 1000 kg.m -3 Q = mcdt DG o = DH o -T DS o A =.b.c [A ] = + ph pka log [HA] Q = CDT S = n e F dδe dt 0,0592 = Qr o E E logqr ne DG 0 = - n e F DE 0 1 J = 1 C.V [produtos] = [reagentes] DATA E LOCAL DA 2ª PROVA 20/11 3ª feira 13h30 PQ 12 Prédio da Química 20/11 3ª feira 15h30 PQ 12 Prédio da Química 2ª Chamada 27/11 3ª feira (favor enviar avisando horário: 7h30 ou 13h30 ou 15h30)
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