Roteiro de Práticas de Físico- Química- QUI 218. Professora Kisla P. F. Siqueira

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1 Roteiro de Práticas de Físico- Química- QUI 218 Professora Kisla P. F. Siqueira

2 PRÁTICA Sumário PÁGINA DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE R DOS GASES 1 GASES: VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE 5 LÍQUIDOS PUROS: INFLUÊNCIA DA PRESSÂO NA 9 TEMPERATURA DE EBULIÇÃO DENSIDADE DE SÓLIDOS 12 GASES: DETERMINAÇÃO DA RAZÃO Cp/Cv 15 LÍQUIDOS: DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE 18 EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES 23 DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE AMOSTRAS 29 DE METAIS E ÁGUA ELETROQUÍMICA 35 TERMOQUÍMICA: CALOR DE SOLUÇÃO E CALOR DE 38 NEUTRALIZAÇÃO

3 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE R DOS GASES 1. Introdução A matéria pode se apresentar nos estados sólido, líquido e gasoso. A temperatura e a pressão são as variáveis responsáveis pelo seu estado físico. O estado gasoso é o estado físico em que a matéria não tem forma e nem volume próprios, isto é, neste estado, amostra assuma a forma e o volume do recipiente na qual se encontra. Observações e experiências realizadas com gases revelaram uma série de regularidades em seus comportamentos, as quais passaram a ser chamadas de Lei dos Gases. A equação matemática que sintetiza as diversas leis é denominada equação de estado dos gases ou equação de Clapeyron: o produto pressão x volume de um gás é diretamente proporcional à quantidade de matéria (n) do gás, na temperatura absoluta pv= nrt (01) Esta equação é utilizada para os gases ideais, cujo modelo não considera as interações entre as moléculas dos gases. Assim, tem-se: Gás Ideal : obedece pv=n RT em qualquer condição de T e p. Gás Real : obedece pv=nrt em pressões baixas e temperaturas altas. Existem equações mais elaboradas que levam em conta outros efeitos, como as interações entre as moléculas do gás, e que representam mais fielmente o comportamento dos gases reais. A mais simples delas é a equação de van der Waals (equação 02). onde p RT a (02) 2 ( V b) ( V ) _ V é o volume molar, a e b são as constantes de van der Waals, determinadas experimentalmente para cada gás. 1

4 No trabalho conduzido no laboratório, as condições de pressão atmosférica permitem que se utilize a equação (01) para o gás H 2 obtido a partir da reação química: 1Mg (s) + 2HCl (aq) 1MgCl 2 (aq) + 1H 2(g) (03) Observação: os coeficientes estequiométricos estão sublinhados. 2. Objetivo Determinar a constante R dos gases, empregando-se as equações de Clapeyron e de van der Waals. 3. Materiais, equipamentos e reagentes - Bureta de gás de 100 ml - Cilindro de 5 L - Proveta - Béquer de 1 L - Rolha perfurada com fio de cobre fixado - Suporte universal, mufa e garra - Termômetro - Balança ( 0,0001 g) - Barômetro - Solução 1,0 mol.l -1 de HCl - Fita de magnésio 4. Procedimento experimental Pesar uma parte da fita de magnésio limpa e seca (0,0400 a 0,0720 g). Enrolar a fita de magnésio no fio de cobre que se encontra fixado à rolha de borracha. Na bureta de gás, colocar um volume entre 50 e 70 ml da solução de HCl e completar com água destilada. Não agitar a bureta. Introduzir a rolha contendo a fita de magnésio na bureta e verificar se esta fita está fixa. Tampar com o dedo indicador a extremidade do tubo de vidro inserido na rolha e inverter a bureta. Colocá-la em um béquer contendo água pura. Observar a trajetória descendente da solução de HCl até iniciar a reação com o magnésio, que é notada pelo desprendimento de bolhas de gás. 2

5 Quando todo o magnésio tiver reagido, fechar novamente a extremidade do tubo (rolha de borracha) com o dedo indicador, e transferir a bureta de gás para um cilindro contendo água. Igualar os níveis de água (interno - nível de água na bureta e externo - nível de água no cilindro) para que a pressão interna se torne igual à pressão atmosférica. Anotar o volume de gás medido nestas condições. Anotar os valores da pressão atmosférica e da temperatura ambiente. 5. Apresentação e discussão dos resultados Tabela 1: Valores de quantidade de matéria, pressão e volume obtidos experimentalmente. Mg G Massa /g Hidrogênio n / mol V/ ml p/ mm Hg (p.v)/ mm Hg.L G = grupo; Massa molar do Mg = 24,305 g/mol ; o número de mols do H 2 é igual ao número de mols do Mg. P atm =...mm de Hg; temperatura =... o C 5.1 Cálculo da pressão do gás hidrogênio: subtraia do valor da pressão atmosférica a pressão exercida pelo vapor de água na temperatura da experiência (consulte a Tabela 3 no anexo). (n.t) / mol.k 5.2 Gráfico de V versus n: utilize os dados da Tabela 1 e faça um gráfico onde conste no eixo y o volume de H 2 e no eixo x a quantidade de matéria (n) correspondente. Trace a curva que melhor se ajuste aos pontos, calcule o valor do coeficiente angular e interprete os resultados. 5.3 Gráfico de pv versus nt: Utilize os dados da Tabela 1, correlacionando o produto p.v em função do produto n.t dados da Tabela 1. Calcule o coeficiente angular e discuta o seu significado. 3

6 5.4 Cálculo do valor da constante R: Utilizando as equações (01) e (02), calcule o valor de R e complete a Tabela 2. Calcule o erro relativo (%) cometido nas duas determinações, comparando os valores de R obtidos experimentalmente com o valor dado na literatura. Analise os resultados quanto ao comportamento dos gases a pressões baixas. Tabela 2: Valores dos parâmetros do hidrogênio obtidos experimentalmente e constante universal dos gases calculadas. Gás ideal Gás Real Grupo R / mmhg L K -1 mol -1 % R / mmhg L K -1 mol -1 % NOTA: % = erro relativo dos valores de R calculados Anexo: Dados da literatura Tabela 3: Pressão de vapor da água a várias temperaturas t/ o C p/mmhg t/ o C p/mm Hg t/ o C p/ mm Hg 10 9, , , , , , , , , , , , , , , , , ,8 Tabela 4: Valores das constantes de van der Waals, de R e fatores de conversão Constantes de van der Waals para o H 2 (g) a = 0,244 atm.l 2.mol -2 b = 0,0327 L.mol -1 Constante R dos Gases 0,08206 L atm K -1 mol -1 8,314 J K -1 mol -1 1,987 cal K -1 mol -1 62,364 L Torr K -1 mol -1 Fatores de Conversão 1 mm Hg = 1 Torr 1 atm = 760 mm Hg 1 atm = 1,01325 X 10 5 Pa 1 cal = 4,184 J 4

7 GASES: VERIFICAÇÃO DA LEI DE BOYLE 1. Introdução A Lei de Boyle, verificada experimentalmente, diz que, à temperatura constante, o volume ocupado por uma determinada quantidade de um gás varia de maneira inversamente proporcional à pressão: p 1 c V onde c é uma constante de proporcionalidade. Portanto, para uma certa quantidade de gás, o número de mol é fixo, variando sua pressão e registrando o volume ocupado pelo gás a cada pressão, observa-se que um aumento da pressão do gás conduz a redução de seu volume de tal modo que o produto da pressão pelo volume é uma constante. A partir da aplicação prática da Lei de Boyle, para uma mudança de estado isotérmica do estado 1 (inicial) para o estado 2 (final) obtém-se: p 1V 1 p2v 2 Esta relação permite-nos calcular o valor de qualquer uma das quatro variáveis, V 1, p 1, V 2, e p 2, tendo-se os valores das outras três variáveis. 2. Objetivo Medir a expansão de um gás com a redução da pressão à temperatura constante, obtendo resultados quantitativos a partir de dois experimentos simples, utilizando materiais e equipamentos rotineiros em laboratório e a partir daí verificar a da Lei de Boyle. 3. Materiais, equipamentos e reagentes Experimento 1: TUBO DE VIDRO USANDO UM TRANSFERIDOR - Tubo de vidro: comprimento de 350mm; diâmetro externo 7,30mm e interno 1,80mm - Barômetro - Régua milimetrada transparente - Mercúrio - Termômetro (0 a 100ºC) - Transferidor para medir ângulo - Suporte de madeira 5

8 Experimento 2: TUBO EM U USANDO UMA BOMBA DE VÁCUO - Pipeta graduada de 10mL, curvada em U, fechar a ponta da pipeta próximo à marca dos 10 ml - Suporte universal, mufa e garra - Nujol óleo mineral - Mangueiras de borracha - Tubo de vidro em T - Termômetro (0 a 100ºC) - O gás utilizado é o ar atmosférico - Bomba de vácuo - Manômetro de Hg, extremidade aberta 4. Procedimento experimental 4.1 Experimento 1: TUBO DE VIDRO USANDO UM TRANSFERIDOR No tubo de vidro foi colocada uma coluna de Hg ( 140mm) de maneira que o mesmo contenha uma quantidade de ar capturado entre a extremidade fechada e a coluna de mercúrio. Em um suporte de madeira foi ajustado um semicírculo onde foi feita a marcação de ângulos, nos quadrantes superior (+) e inferior (-). O tubo foi fixado ao centro do semicírculo de tal modo que permita que a extremidade do tudo se movimente no intervalo dos ângulos +90 a 90º. Medir a pressão atmosférica (p at ) e a temperatura ambiente. Colocar o tubo na horizontal (0º) e medir o comprimento da coluna de Hg (C Hg ), que permanecerá constante durante o experimento, e anotar na tabela 1. Movimentar o tubo sem colocar a mão na extremidade fechada para que não ocorra alteração na temperatura. Ajustar o ângulo de +90 o e medir com a régua o comprimento da coluna de ar (C ar ). Anotar a medida, em mm, na tabela 1. Repetir o procedimento medindo a coluna de ar em todos os ângulos indicados na tabela 1 e anotar. 4.2 Experimento 2: TUBO EM U USANDO UMA BOMBA DE VÁCUO No tubo em U foi colocado Nujol, e com uma mangueira de diâmetro interno bem fino foi ajustada a altura da coluna ar ( 2mL). Assim o tubo contém uma quantidade de ar capturado entre a extremidade fechada e o nível do Nujol. O tubo em 6

9 U foi fixado em um suporte universal e conectado ao tubo em T que liga a bomba de vácuo ao manômetro. Medir a pressão atmosférica (p at ) e a temperatura ambiente. Fazer um teste preliminar para compreender o funcionamento da bomba e como medir a pressão no manômetro. Regular a bomba deixando-a quase toda aberta (pressão máxima) e conecte-a ao tubo em U, e em seguida, ligar a bomba. Anotar a diferença, em mm, entre as alturas dos níveis das colunas de Hg no manômetro, (p Hg ). Anotar o volume da coluna de ar na tabela 2. Fechar a válvula que regula o vácuo até obter uma variação de volume de 0,2mL. Anotar a diferença entre os níveis na coluna de Hg e o correspondente volume. Continuar repetindo o item anterior até atingir o máximo que a bomba suporta. 5. Apresentação e discussão dos resultados Tabela 1: Ângulos () da coluna de ar, comprimentos da coluna de ar e pressões exercidas sobre o gás. Medida (º) C ar (mm) (1/C ar ) (mm -1 ) P gás = P atm + C Hg.Sen (mm) C Hg =... Temperatura =... P atmosférica =... Observe que a pressão sobre o gás será dada pela formula: p gás = p atm + C Hg.sen. O sinal + ou aparecera naturalmente conforme o ângulo. Note que V = área da base x altura (C ar ). 7

10 Tabela 2: Variações nas pressões e volumes do gás em função do vácuo da bomba. Medida p Hg = h (mmhg) V (ml) (1/V) (ml -1 ) p gás = p atm - h (mmhg) Utilizando os resultados da tabela 1 represente o gráfico de p gás em função 1/C ar. Trace a curva que melhor se ajusta aos dados experimentais, calcule o coeficiente angular graficamente, escreva a equação da reta e interprete a curva obtida. 5.2 Utilizando os resultados da tabela 2 represente o gráfico de p gás em função 1/V. Trace a curva que melhor se ajusta aos dados experimentais, calcule o coeficiente angular graficamente, escreva a equação da reta e interprete a curva obtida. 5.3 A partir da equação de reta obtida nos experimentos, calcule os volumes para pressões menores (300; 250; 200; 100 e 50mmHg) e utilizando todos os dados experimentais e calculados represente o gráfico de p gás versus Car e p gás versus V. Trace a curva que melhor se ajusta aos dados e discuta. A Lei de Boyle foi verificada? Justifique. 8

11 LÍQUIDOS PUROS: INFLUÊNCIA DA PRESSÂO NA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO 1. Introdução Quando um líquido puro é colocado em um recipiente no qual se faz vácuo, um certo número de moléculas escapa da fase líquida e passa para a fase gasosa, até que se estabeleça o equilíbrio. O número de moléculas que escapam depende da natureza do líquido e da temperatura. Quanto maior for a temperatura maior será esse número de moléculas e maior será a pressão sobre o líquido. Esta pressão do equilíbrio líquidovapor, a uma determinada temperatura constante, é denominada pressão de vapor de equilíbrio do líquido. Ela é independente das quantidades de líquido e vapor presentes enquanto as duas fases existirem. Por outro lado, a temperatura de equilíbrio líquido-vapor depende da pressão externa sobre o sistema. Assim, para uma pressão externa fixa, a temperatura de equilíbrio depende apenas da natureza da substância e é por isto que diferentes líquidos têm diferentes temperaturas normais de ebulição (pressão externa de 1 atm). A vaporização é um processo endotérmico, e a energia necessária para vaporizar uma certa amostra numa temperatura constante, é o calor de vaporização ou entalpia de vaporização molar (expressa em energia por mol). A relação entre temperatura e a pressão de vapor de equilíbrio de um líquido puro pode ser expressa pela seguinte equação matemática : ln Pv H v R (01) onde: p v = pressão de vapor ; H v = entalpia ou calor de vaporização molar do líquido ; T = temperatura Kelvin do sistema em equilíbrio ; R = constante universal dos gases ideais ; C = constante de integração. Este trabalho prático tem por objetivo a verificação desta relação, assim como a determinação do calor de vaporização para o caso da água, a partir do efeito da variação da pressão externa sobre a temperatura de ebulição. 2. Materiais e reagentes 1 T C balão de fundo redondo, com boca esmerilhada, de 500 ml condensador de bola e adaptador de Claisen Manta de aquecimento bomba de vácuo manômetro aberto de Hg e termômetro água destilada barômetro 3. Procedimento Experimental 9

12 1 Fazer a montagem do sistema colocando água destilada no interior do balão juntamente com pérolas de ebulição (figura 1). 2 Verificar o funcionamento da bomba de vácuo e como se faz a leitura no manômetro. 3 Ajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de Hg (h) nas colunas do manômetro seja 280 mm. Iniciar o aquecimento. 4 Quando a água entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio térmico, fazer a leitura da temperatura. Anotar esta temperatura e o h deste momento na tabela1. 5 Reajustar a bomba de vácuo de tal forma que a diferença entre os níveis de Hg nas colunas do manômetro seja 240 mm. (Observe que a água não está mais em ebulição). 6 Quando a água, novamente, entrar em ebulição e o sistema atingir o equilíbrio térmico, fazer a leitura da nova temperatura e do h, anotar na tabela 1. 7 Repetir os itens 5 e 6 para todas as condições mencionadas na tabela 1. 8 Para h igual a zero a bomba deve estar desligada (pressão atmosférica). 9 Fazer a leitura da pressão atmosférica no barômetro. 4. Apresentação e Discussão dos Resultados Os resultados obtidos experimentalmente devem ser registrados na tabela 1. TABELA 1 : Valores de temperatura de ebulição e pressão de vapor para a água Medida h /mm h /mm t/ o C p v / mm Hg Ln p v (1/T)/K -1 NOTA: h é a diferença entre os níveis das colunas de Hg no manômetro. T(K) = t (ºC) + 273,15 A leitura de h representa a diferença entre os níveis das colunas de Hg, lida em mm, no manômetro aberto e reflete a diferença entre as pressões exercidas em cada coluna. Na extremidade aberta exerce a pressão atmosférica e na outra a pressão da bomba (p atm > p b ). A pressão de vapor é igual à pressão da bomba dada pela equação: (02) pv patm h Fazer o gráfico colocando no eixo de coordenada Y os valores de ln p v e no eixo X os valores de (1/T). Traçar a curva que melhor se ajusta aos pontos experimentais. Determinar os coeficientes angular e linear da reta. Calcular a entalpia molar de vaporização (H v ). 10

13 Comparar os valores da entalpia de vaporização molar obtido experimentalmente com o valor fornecido nas tabelas termodinâmicas (H v = 43,556 k J mol -1 ), e calcular o erro experimental. APÊNDICE h Figura 1 Representação esquemática da montagem TABELA 2: Constantes e fatores de conversão. R = 0, atm.l.k -1.mol -1 R = 8,31451 J. K -1.mol -1 R = 1,9872 cal.k -1.mol -1 1 erg = 1 dina.cm -1 1 atm = 760 mm Hg 1 atm = 1,01325 x 10 6 dinas.cm -2 1 cal = 4,184 J 1J = 10 7 ergs 11

14 1. Introdução SÓLIDOS: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE A densidade de um sólido é a razão entre a sua massa e o seu volume correspondente. Na determinação da densidade dos sólidos pelo método do picnômetro, o volume da amostra é calculado a partir da massa de um líquido de densidade conhecida, que é deslocado pelo sólido quando este é mergulhado no líquido contido em um picnômetro. O líquido a ser usado não deve dissolver a amostra e nem reagir com a mesma Este método requer cuidados especiais para evitar a possibilidade de erros, como os causados por bolhas de ar aderentes à amostra e às paredes do picnômetro. Para substâncias porosas, como carvão e material de cerâmica, as amostras devem ser previamente pulverizadas. Caso se deseje a densidade média das massas sólida e celular contidas na amostra esta deve ser revestida por uma camada fina de verniz. Este trabalho prático tem como objetivo determinar a densidade de sólidos utilizando o método do picnômetro e a composição de uma liga metálica binária (chumbo e estanho). 2. Materiais e reagentes Picnômetro de 10 ml balança analítica pequenas barras de estanho; chumbo e liga estanho chumbo béquer 100 ml termômetro água destilada pinça metálica 3. Procedimento experimental 3.1 Pesar a amostra uma pequena barra de chumbo (m 1 ). 3.2 Medir a temperatura da água. 3.3 Pesar o picnômetro cheio de água destilada (m 2 ) e com a sua tampa, secando-o, previamente. 3.4 Retirar a tampa e colocar a amostra dentro do picnômetro. A água vai transbordar. Complete o nível de água até a borda superior do picnômetro. 3.5 Tampar o picnômetro, secá-lo e pesá-lo assim carregado (m 3 ). 3.6 Repetir o mesmo procedimento para a barra de estanho e para a liga de estanho e chumbo. 4. Apresentação e discussão dos resultados Completar a Tabela 1 utilizando as equações dadas abaixo. TABELA 1: Valores de massa e volume das amostras 12

15 amostra m 1 / g m 2 / g m 3 / g m / g V amostra /ml chumbo estanho liga temperatura da água = densidade da água= Nota: m 1 = massa da amostra sólida; m 2 = massa do picnômetro + água m 3 = massa do picnômetro + amostra + água; m = massa de água deslocada pela amostra. A massa de água deslocada pela amostra (m) é dada pela equação : m = (m 1 + m 2 ) m 3 (01) Sendo: m 1 = massa da amostra sólida; m 2 = massa do picnômetro + água m 3 = massa do picnômetro + amostra + água O volume, V, da amostra é igual ao volume da água deslocada. V m água A densidade do sólido é (02) m1 V (03) Cálculo da composição da liga massa da liga = massa de Pb + massa de Sn ml (04) m Pb m Sn Então temos: L VL PbVPb SnVSn (05) A partir das equações 5 e 6 obtém-se os volumes V Pb ( L Sn ) VL Pb Sn (06) V Sn ( Pb L ) VL Pb Sn (07) As massas de chumbo e de estanho são calculadas pelas equações: mpb Pb VPb (08) msn Sn V Sn (09) Para estes cálculos utiliza-se os valores de Pb = 11,34 g / ml e Sn = 7,29 g / ml 13

16 A percentagem de chumbo na liga é dada pela equação P % mpb Pb 100 (10) mliga Complete a Tabela 2. TABELA 2: Valores de densidade das amostras e composição da liga. amostra densidade / g/ml E% composição (% Pb) E% determinada dada determinada dada Pb 11, Sn 7, Liga

17 1. Introdução GASES: DETERMINAÇÃO DA RAZÃO Cp/Cv A medida do quociente entre as capacidades caloríficas a pressão constante e a volume constante de um gás (C p /C v = ) pode ser realizada mediante um processo idealizado por Clément e Désormes. Supondo-se que um gás ideal, na temperatura inicial T 1, sob pressão p 1, tenha o volume molar V 1 sofre uma transformação adiabática (AB) (Figura 1) até atingir a pressão atmosférica p 2 e retorna à temperatura inicial T 1 mediante um aquecimento isocórico (BC), atingindo a pressão final p 3. Os excessos de pressão podem ser determinados pelas expressões: p p 1 p 2 p p p Se essas variações não forem muito grandes, tem-se: 3 2 C p /C v = p /( p p ) Assim, medindo-se o excesso de pressão no início e no fim da transformação ABC, pode-se obter uma estimativa da vazão do gás. Figura 1: Relação entre pressão e volume molar de um gás O aparelho para a medida está ilustrado na Figura 2. Um grande frasco é provido de uma torneira e é ligado a um manômetro. O manômetro, preferivelmente, é de líquido pouco volátil e pouco denso, para possibilitar a observação das diferenças de pressão. 15

18 Figura 2: Instrumento para expansão adiabática de gases Nesta experiência, mede-se o do ar. É indispensável eliminar a umidade, fazendo com que o ar passe através de uma coluna dessecante (sílica gel ou Na 2 SO 4 ). Elimina-se o dióxido de carbono com Ca(OH) 2. Este trabalho prático tem como objetivo medir a razão C p /C v para o ar utilizando o método de Clément-Désormes. 2. Parte Experimental 2.1 Materiais Frasco de 8 L com uma rolha de borracha perfurada Tubo em U ftalato de dibutila (líquido pouco denso e pouco volátil) kitassato pêra de borracha agente secante mangueiras torneiras de vidro 2.2 Procedimento Injetar, com uma pequena bomba manual, um pouco de ar no frasco, provocando um pequeno excesso de pressão (desnível entre 10 e 15 cm no manômetro). Aguardar alguns minutos para que haja o equilíbrio térmico. Anotar o valor do excesso de pressão ( p ). Abrir rapidamente a torneira de expansão, observando o líquido descer do manômetro. Esta expansão, por ser tão rápida, é considerada adiabática, e provoca um resfriamento no gás. Assim que os níveis do líquido atingirem a mesma altura nos dois ramos do manômetro, fechar rapidamente a torneira e aguardar até que o equilíbrio térmico seja alcançado. Anotar o novo excesso de pressão ( p ). Repetir as operações dos itens anteriores mais dez vezes. IMPORTANTE! Procurar variar as pressões iniciais, para dispor de um conjunto de medidas de diversas faixas de pressão. 16

19 Tenha sempre o cuidado de esperar a ocorrência do equilíbrio térmico, não só no início da expansão, mas também, no fim do processo. Ao terminar o experimento, deixar o frasco com a torneira fechada. 3. Apresentação dos resultados e discussão Anotar os dados experimentais na Tabela 1, assim como os valores calculados. TABELA 1: Dados experimentais da variação de pressão Medida p / cm p / cm i ( ) i ( ) 2 i Usando os dados de cada medida calcular do ar. Calcular médio e o desvio padrão (s). Exprimir o resultado obtido sob a forma: s. Determinar o erro experimental em relação da razão C p /C v do ar seco, considerando a composição em mol, para o mesmo igual a 78% de N 2, 21% de O 2 e 1% de Argônio. Para tanto, utilize as equações abaixo: _ C v ar = x C v nitrogênio + y C v oxigênio + z C v argônio C p ar = x C p nitrogênio + y C p oxigênio + z C p argônio onde x, y e z são as frações molares dos gases. Considerar que: gases monoatômicos C v = 3/2 R e C p = 5/2 R gases diatômicos C v = 5/2 R e C p = 7/2 R p Mostrar que, onde P2 Pat, P1 Pat p e P3 Pat p p p 17

20 1. Introdução LÍQUIDOS: DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE No estado líquido as moléculas estão mais próximas uma das outras e entre elas existem forças atrativas. Para um líquido fluir suas moléculas devem ser capazes de deslizar uma sobre as outras. Todo líquido oferece uma resistência a esse processo. Esta resistência ou fricção interna é a medida da viscosidade do líquido. Em geral, líquidos mais viscosos fluem mais lentamente e devem apresentar forças de atração mais intensas entre as moléculas. Considere um líquido no interior de um tubo circular, onde as moléculas se dispõem em camadas concêntricas cilíndricas. A viscosidade é a resistência que uma camada de líquido sofre para mover-se em relação à outra camada vizinha. Ao fluir, ao longo de um tubo, as camadas movem-se com velocidades diferentes que aumentam da periferia para o centro, à medida que ficam próximas do eixo do cilindro. Esta forma de escoamento é conhecida como escoamento laminar. Diversos fatores afetam a viscosidade de um fluido: a) líquido puro: natureza química (moléculas polares e apolares), tamanho e forma das moléculas, b) solução: adição de soluto, c) temperatura. Há vários métodos de determinação do coeficiente de viscosidade de líquidos. A maioria consiste na determinação das velocidades de escoamento do líquido através de um tubo capilar ou da queda de um corpo esférico através do líquido, utilizando as leis de Poiseuille e de Stokes, respectivamente. Esses métodos são empregados apenas para líquidos de escoamento laminar. Nesta prática, a viscosidade de diversos líquidos será utilizando-se o Viscosímetro de Ostwald (Figura 1). Nesta técnica, observa-se o tempo gasto para o líquido fluir de um reservatório superior de volume definido, passando por tubo capilar, para um reservatório inferior, sob a influência da gravidade. A medida direta da viscosidade absoluta é muitas vezes difícil de ser obtida. O procedimento usual é a determinação de sua viscosidade em relação à viscosidade de uma substância de referência, numa dada temperatura. A água é o líquido mais utilizado como referência. Pela equação de Poiseuille temos: r 4 g h t (01) 8 V l Onde: = coeficiente de viscosidade (letra grega eta) t = tempo gasto para o líquido fluir = densidade do líquido r e l = raio e comprimento do capilar V = volume do reservatório superior h = diferença de altura das marcações nos reservatórios, onde o líquido fluirá g = aceleração da gravidade 18

21 Para a obtenção da viscosidade relativa de um líquido, mede-se os tempos de escoamento do líquido e da água no mesmo viscosímetro, mantendo o volume e a temperatura constantes. Os termos r, g, h, V e l da equação (01) são os mesmos para ambos os líquidos, assim, a razão entre as viscosidades do líquido (1) e da água (2), é dada pela equação (02): 1 1 t 1 (02) 2 2 t2 As unidades de viscosidade estão descritas na Tabela 1. TABELA 1: Unidade de viscosidade de acordo com os sistemas mais comuns. Viscosidade Absoluta () Sistema CGS Sistema SI nome Símbolo Descrição Nome símbolo Poise P g.cm -1.s -1 pascal.segundo Pa.s centipoise cp 10-2 gcm -1 s -1 milipascal.segundo mpa.s 1cp = 1mPa.s Este trabalho prático tem como objetivos: i) determinar o coeficiente de viscosidade de vários líquidos pelo método de viscosímetro de Ostwald; ii) comparar e discutir os fatores que afetam a viscosidade dos líquidos. 2. Parte Experimental 2.1 Materiais Viscosímentro de Ostwald Cronômetro Termômetro Tubo de borracha Seringa ou 19êra Pipeta de 10 ml Balões de 50 ml água destilada acetona hexano ciclohexano etanol n-propanol 19

22 2.2 Procedimento Figura 1: Viscosímetro de Ostwald Com o auxílio de uma pipeta, transferir 10 ml de água para o interior viscosímetro (limpo e seco) através do tubo de maior diâmetro, ocupando o reservatório A. Em seguida, com o auxílio de uma seringa, deslocar o líquido do reservatório A até o mesmo atinja a metade do volume do reservatório C. Desconectar a seringa do tubo, de modo a permitir o escoamento livre do líquido. Marcar o tempo gasto para o menisco superior passar sucessivamente pelas duas marcas de calibração, m e n. Fazer 3 determinações deste tempo. Limpar e secar o viscosímetro, e repetir o procedimento usando o solvente orgânico. Deve-se empregar um volume igual ao da água. 3. Apresentação dos resultados e discussão Os valores dos tempos de escoamento devem ser anotados na Tabela 2. TABELA 2: Valores dos tempos de escoamento da água e dos solventes orgânicos utilizados e valores de suas densidades. Grupo Líquidos 1 Acetona Água 2 Etanol Água 3 n-propanol Água 4 Hexano Água 5 Ciclo-hexano Água NOTA: temperatura = Tempo de escoamento / segundo / g.ml -1 1 a medida 2 a medida 3 a medida 20

23 Calcular a viscosidade dos líquidos estudados utilizando a equação 02. Comparar os resultados obtidos com aqueles fornecidos na literatura e calcular o erro relativo (%). Os líquidos utilizados no experimento são puros. Analisar os resultados obtidos levando em conta a natureza química das moléculas, o tamanho e a forma. TABELA 3: Valores de viscosidade dos líquidos, massa molar e densidade Viscosidade/ mpa s Líquidos Fórmula estrutural Experimental (... o C) Tabelada (25 o C) Erro % Acetona n- hexano Ciclo- hexano Água Metanol Etanol 1 propanol OBSERVAÇÃO: Nas tabelas 4 e 5 (Anexo) encontram-se os valores de alguns parâmetros que foram compilados da literatura e que serão úteis nos cálculos. Construir um gráfico de valores de viscosidade em função da massa molar dos álcoois da série homóloga (RCH 2 OH). Interpretar o resultado considerando as interações intermoleculares. 21

24 ANEXO TABELA 4: Valores de viscosidade a 25 o C, densidade a 20 o C e massa molar de alguns compostos. Líquidos / mpa s MM/g mol -1 / g.ml -1 Acetona 0,327 56,08 0,7899 n- hexano 0,326 86,17 0,6603 Ciclo 0,660 84,16 0,7785 hexano Metanol 0,597 32,04 0,7914 Etanol 1,200 46,07 0, propanol 2,256 60,11 0, butanol 2,948 74,12 0, pentanol 3,619 88,15 0, hexanol 4, ,18 0, heptanol 5, ,21 0,8219 Água 1,005 18,02 0,9982 TABELA 5: Valores de viscosidade, densidade da água em várias temperaturas. t / o C n/mpa s / g.ml -1 t / o C n/mpa s / g.ml - 18,0 1,053 0, ,0 0,9111 0, ,0 1,027 0, ,0 0, ,0 1,005 0, ,0 0,8705 0, ,0 0,9779 0, ,0 0,8513 0, ,0 0,9548 0, ,0 0,8327 0, ,0 0,9325 0, ,0 0,8148 0,

25 EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES 1. Introdução Uma investigação experimental detalhada mostra que a maioria das reações químicas não avança até a realização completa, isto é, quantidades mensuráveis de reagentes ainda estão presentes no sistema quando aparentemente a reação cessa. Um exemplo deste tipo é a reação de hidrólise de acetato de etila catalisada por uma solução aquosa de ácido clorídrico para formar ácido acético e etanol. CH 3 COOCH 2 CH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 CH 2 OH (1) Acetato de etila água ácido acético etanol Quaisquer que sejam as quantidades relativas do acetato de etila e de água, misturadas inicialmente, ainda existe um residual das duas substâncias, juntamente com os produtos, quando a reação parece terminada. Esta condição, em que todas as substâncias atingiram um valor final de concentração constante, é denominada estado de equilíbrio. A reação não termina quando o equilíbrio é atingido, mas continua ocorrendo nos dois sentidos com as mesmas velocidades (equilíbrio dinâmico). A reação de hidrólise se inicia quando os reagentes são misturados. A velocidade de hidrólise diminui com o tempo e a reação reversa começa a ocorrer quando uma quantidade apreciável de ácido acético e etanol estiverem presentes. No equilíbrio as duas velocidades ficam iguais. A constante termodinâmica de equilíbrio, K, é definida em função das atividades dos vários componentes do sistema. Para soluções diluídas, consideradas ideais, as constantes de equilíbrio são calculadas em função das concentrações molares dos reagentes e dos produtos. A reação de hidrólise do éster representada pela equação 1 tem a constante de equilíbrio calculada pela expressão: K CH 3CO2H C 2H5OH CH CO C H H O (2)

26 onde: [CH 3 CO 2 H] = concentração molar do ácido acético no equilíbrio [CH 3 CH 2 OH] = concentração molar do etanol no equilíbrio [CH 3 CO 2 C 2 H 5 ] = concentração molar do acetato de etila no equilíbrio [H 2 O] = concentração molar da água no equilíbrio A constante de equilíbrio pode apresentar valores muito maiores do que 1 (> 10 3 ). Assim, no equilíbrio, a concentração de produtos é muito maior que a concentração de reagentes. Quando a constante de equilíbrio é muito menor do que 1 (< 10-3 ), existe uma tendência muito pequena à formação dos produtos, e no equilíbrio o sistema reacional apresentará uma maior concentração dos reagentes. Quando o valor de K é próximo de 1, significa que a abundância entre os reagentes e produtos é semelhante no equilíbrio. Dessa forma, a constante de equilíbrio fornece importantes informações sobre a espontaneidade do processo. Este trabalho prático tem por objetivo determinar a constante de equilíbrio da reação de hidrólise de um éster em solução. 2. Parte Experimental 2.1 Materiais 8 tubos de vidro com tampa Solução padronizada 0,50 mol/l de NaOH Pipetas de 2; 5 e 10 ml Solução 3 mol/l de HCl 3 erlenmeyers de 125 ml Solução de fenolftaleína Bureta de 25 ml Acetato de etila Proveta de 50 ml Etanol Água destilada Ácido acético 24

27 2.2 Procedimento Com um mês de antecedência, preparou-se as misturas reacionais, que constam na Tabela 1, mantendo-as em frascos de vidro tampados para evitar evaporação. O período de um mês é necessário para que o equilíbrio seja atingido. Tabela 1. Volumes iniciais dos reagentes em 10 ml de solução Frasco Solução 3,0 mol/l Acetato de etila / ml Água / ml Etanol / ml Ácido acético/ml de HCl / ml B 5,0 0,0 5,0 0,0 0,0 1 5,0 5,0 0,0 0,0 0,0 2 5,0 4,0 1,0 0,0 0,0 3 5,0 4,0 0,0 1,0 0,0 4 5,0 4,0 0,0 0,0 1,0 5 5,0 0,0 0,0 3,0 2,0 6 5,0 0,0 0,0 4,0 1,0 7 5,0 3,0 1,0 0,0 1,0 / g.ml -1 1,0640 0,9003 0,9982 0,7893 1,0492 MM /g.mol -1 36,5 88,0 18,0 46,0 60,0 Nota: = densidade; MM = massa molar Com o auxílio de uma pipeta, transfira três alíquotas de 2,0 ml da solução do frasco B para três erlenmeyers de 125 ml. Adicionar 30 ml de água destilada e 3 gotas de fenolftaleina. Colocar na bureta a solução 0,50 mol/l de NaOH. Titular cada alíquota dos erlenmeyers até a mudança de cor, anotando o volume de solução de titulante gasto em cada titulação na Tabela 2. Repita o procedimento descrito para os frascos de 1 a 7. As titulações de cada frasco devem ser feitas em triplicata. 25

28 3. Apresentação e Discussão dos Resultados Os resultados obtidos experimentalmente devem ser anotados na Tabela 2. Tabela 2. Volume de solução de NaOH gasto nas titulações e cálculo do número de milimol de ácido acético titulado. _ Frasco V 1 /ml V 2 /ml V 3 /ml V i /ml _ ( V /ml _ i V B ) Número de milimol de CH 3 CO 2 H 2,0 ml 10,0 ml B ==== ==== ==== _ Nota: V i = média aritmética dos volumes de cada titulação Para calcular o valor de acido acético determinado na titulação de cada frasco, utiliza-se a equação: n. Vi VB CNaOH (3) onde: V _ i é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade total de íons H + no equilíbrio. _ V é o volume de NaOH consumido para titular a quantidade de ácido clorídrico B colocado no branco e em cada frasco. n = número de mol de ácido acético no equilíbrio, para 2 ml da amostra. Multiplicando-se por 5, tem-se a quantidade molar no volume inicial do tubo. C NaOH = concentração em mol/l do NaOH. 26

29 A quantidade de ácido acético no equilíbrio para 10 ml de solução foi calculada e consta na Tabela 2. A partir dos valores da quantidade de ácido acético em 10 ml da Tabela 2, preencha a Tabela 3. Tabela 3. Concentrações molares de cada componente no início da reação e ao atingir o equilíbrio (em milimol) considerando 10 ml da solução e a constante de equilíbrio. F Quantidades iniciais Quantidades no equilíbrio Etanol Ácido acético Acetato de etila Água Etanol Ácido acético Acetato de etila Água K 1 0,0 0,0 51, ,0 0,0 40, ,2 0,0 40, ,0 17,5 40, ,6 35,0 0, ,8 17,5 0, ,5 30,6 321 Para calcular o valor de K, substituir diretamente os valores de concentração na equação 2. Determine a média dos sete valores de constante de equilíbrio calculados. Apêndice Cálculo das quantidades em número de mol de cada componente adicionado. Água: a água total colocada em cada tubo tem duas origens: a) água adicionada na solução aquosa de ácido clorídrico: Massa da solução aquosa de HCl = volume x densidade m = 5,00 x 1,0640 = 5,32 g massa do HCl = C HCl x V HCl x MM HCL = 3,00 x 5,0x10-3 x 36,5 = 0,547 g massa de água = 5,32 0,547 = 4,772 g assim o número de mol de água = (4,772 / 18,0) = 0,265 mol b) nos tubos 2, água pura também foi adicionada: Para 1,0 ml n = (1,0 x 0,99820) / 18,0 = 0,0554 mol Para cada tubo, multiplicar o valor acima pelo volume adicionado. 27

30 Acetato de etila, etanol e ácido acético: Tabela 5 Quantidades de cada reagente: número de mol = (volume x densidade)/ massa molar. Reagente CH 3 CO 2 C 2 H 5 CH 3 CH 2 OH CH 3 CO 2 H N o de mol (V x 0,9003) / 88,0 (V x 0,7893) / 46,0 (V x 1,0492) / 60,0 Quantidade em 1 ml 0,0102 mol 0,0172 mol 0,0175 mol Nota: Para cada tubo, o valor calculado para 1 ml vezes o volume adicionado do reagente considerado. 28

31 DETERMINAÇÃO DO CALOR ESPECÍFICO DE AMOSTRAS DE METAIS E 1. Introdução ÁGUA O calor específico ou capacidade calorífica específica, c, é a razão entre a quantidade de calor fornecida à unidade de massa da substância (por exemplo 1,00 g) e a elevação de temperatura provocada na substância. Matematicamente, escreve-se: quantidade de calor fornecido calor específico = (massa do corpo).(variação de temperatura) Os calores específicos de alguns elementos e substâncias foram medidos experimentalmente, e alguns exemplos são apresentados na Tabela 1. TABELA 1: Calores específicos de alguns elementos e substâncias Elemento ou Substância Cp / J.g -1.K -1 Alumínio 0,902 Ferro 0,451 Cobre 0,385 Água 4,184 Sob condições de pressão constante, a quantidade de calor, q, que é transferida de ou para um corpo de massa, m, está relacionada à variação de temperatura ΔT, pela expressão: q = C p. m. ΔT (01) A equação 01 evidencia não apenas a quantidade de calor, mas também o sentido da transferência de calor, ou seja, quando se determina a variação de temperatura do corpo, ΔT = Temperatura final Temperatura inicial. A diferença de temperatura apresenta sinal algébrico positivo (+) quando a temperatura do corpo se eleva (T f > T i ) e q terá sinal positivo. Isto significa que o calor foi transferido para o corpo. No caso oposto, o abaixamento de temperatura do corpo significa que ΔT tem sinal negativo (-) e q também será negativo. Neste caso o calor foi transferido do corpo. Assim, a amostra de um metal foi aquecida em água fervente e transferida para um béquer contendo água na temperatura de 21ºC, a temperatura final do metal e da água foi de 23,1ºC. Aspectos importantes que devem ser compreendidos: A amostra metálica e a água ficam, ao final, na mesma temperatura (T final ). Princípio da conservação da energia: a energia térmica transferida para a água, ao se aquecer e a energia térmica transferida do metal ao se esfriar são numericamente iguais. A quantidade de calor do metal (q metal ) tem valor negativo, pois houve queda de temperatura quando o calor foi transferido do metal. A quantidade de calor da água (q água ) tem valor positivo, pois a temperatura da água se elevou pela transferência de calor para a água. Então, q metal = - q água. 29

32 Se a quantidade de calor é transferida de um corpo para outro, então a equação 01 pode dar origem à equação 02: Cp metal. m metal. (T final - T inicial ) = - Cp água. m água. (T final T inicial ) (02) A equação 02 pode ser usada para calcular a capacidade calorífica específica de uma substância (por exemplo, um metal puro) a partir de medidas calorimétricas quando a capacidade calorífica específica do calorímetro e de seus componentes é conhecida. O calor específico de muitos metais pode ser determinado, satisfatoriamente, usando calorímetros de copo de poliestireno. A capacidade calorífica da água pode ser determinada pelo aquecimento de uma certa massa, m, conhecida de água, sendo conhecidos a variação da temperatura (ΔT) e a quantidade de energia fornecida. Esse aquecimento pode ser efetuado com o uso de um ebulidor, onde a energia elétrica é transferida como energia térmica (E), sendo assim: Cp E m. T Por outro lado: E = V.I.t V I, então, R V. V. t E, ou seja, R 2 V. t E. Assim, R 2 V. t Cp R. m. T onde V é a voltagem, t é o tempo de fornecimento de energia elétrica e R é a resistência do ebulidor. (03) Este trabalho prático tem como objetivo medir a capacidade calorífica de um metal e da água. 2. Parte Experimental 2.1 Materiais Um termômetro digital precisão: 0,1ºC Agitador magnético e barra magnética 30

33 Cronômetro Balança (0,01g) Um multímetro Ebulidor Recipiente de alumínio (volume aproximadamente de 1,7 L) Amostras de metais (cobre, alumínio e latão) em forma de cubo ou pequenos cilindros Copo de isopor Fio de linha Suporte universal, garra metálica e pinça de madeira Béquer de 200 ml com água 2.2 Procedimento a) Medida do C p das amostras metálicas: Pesar a amostra metálica (m amostra ). Contornar a amostra metálica com o fio de linha, prendendo-a em um dos lados, ficando uma extremidade mais longa que será usada para movimentar a amostra (Figura 1). Figura 1: Amostras dos metais suspensas pelos fios Colocar 1,0 L de água destilada no recipiente de alumínio e, em seguida, mergulhar o ebulidor na água, prendendo-o com a garra no suporte universal. Colocar a amostra do metal no interior da água, deixando-a imersa sem entrar em contato com as paredes da caneca. Ajustar o fio no suporte de madeira. Observar a voltagem do ebulidor e da tomada a que será conectado (ATENÇÃO: o ebulidor deve estar mergulhado na água quando for ligado na rede elétrica). Aquecer a água até a ebulição e esperar o cubo entrar em equilíbrio térmico com a água. Medir a temperatura da água em ebulição. Esta será a temperatura da amostra metálica. Colocar o agitador magnético e um béquer com água próximo ao sistema de aquecimento. Colocar o copo de isopor com a barra magnética sobre a placa do agitador e adicionar 200,0 ml de água destilada. Após fazer a leitura da água em ebulição imergir o termômetro na água do béquer para que resfrie e volte à temperatura ambiente. 31

34 Em seguida, medir a temperatura da água no copo de isopor, que será a temperatura inicial da água (T i água ). Rapidamente (evitar troca de calor com o meio) passar a amostra metálica quente que está imersa na água em ebulição para a água no copo de isopor. Segurá-la mantendo-a imersa na água sem tocar o fundo do copo. Ligar o agitador magnético para homogeneizar o sistema e esperar a temperatura estabilizar (cerca de 30s) e medir a temperatura final (T f ). Efetuar este procedimento três vezes, sem necessidade de trocar a água do copo de isopor. Todos os dados experimentais devem ser anotados na Tabela 2. Figura 2: Recipiente de isopor contendo a amostra aquecida imersa em água sob agitação. b) Medida da capacidade calorífica da água: Anotar a resistência do ebulidor. Medir a voltagem da rede elétrica na tomada onde será ligado o ebulidor. Medir 1,0 L de água e transferir para o recipiente de alumínio. Colocar o ebulidor no interior da água. Ligar o ebulidor e acionar o cronômetro simultaneamente. Medir a temperatura utilizando um termômetro. Quando atingir a faixa de 70 a 80 ºC desligar o ebulidor e parar o cronômetro. Anotar o tempo e fazer a leitura da temperatura. Efetuar este procedimento três vezes. Todos os dados obtidos devem ser anotados na Tabela 3. 32

35 3. Apresentação e Discussão dos Resultados a) Medida do C p dos metais: Os valores de temperatura e massa obtidos devem ser registrados na Tabela 2. TABELA 2: Valores de temperatura e massa da água e da amostra. Medida Primeira Segunda Terceira T i amostra / ºC T i água / ºC T f / ºC T água = T f T i água T amostra = T i amostra - T f Massa da amostra / g Massa de água / g NOTA: Temperatura inicial do bloco metálico = Temperatura da água em ebulição = T i amostra Temperatura inicial da água = T i água Temperatura de equilíbrio = Temperatura final do sistema = T f C ph2o = 4,184 J.g -1.K -1 Calcular o C p dos metais utilizando a equação 02. b) Medida do C p da água: Os valores de temperatura e massa obtidos devem ser registrados na Tabela 3. TABELA 3: Valores medidos de temperatura da água e tempo Medida Primeira Segunda Terceira T i / ºC T f / ºC T / ºC Tempo / s Resistência / Voltagem / V Massa da água / g 33

36 O calor específico da água pode ser calculado pela equação 03. Discutir os resultados obtidos, os erros experimentais (%), as fontes desses erros e como minimizá-los. 34

37 ELETROQUÍMICA: POTENCIAIS DE ELETRODO E APLICAÇÕES 1. Introdução As reações de óxido redução podem ser consideradas como compostas de duas semireações : uma de redução e outra de oxidação. Essas semi-reações consistem efetivamente em reações eletroquímicas, ou seja, reações onde comparecem espécies químicas e elétrons. A reação global de óxido redução pode ser realizada de duas maneiras alternativas : a química e a eletroquímica. No modo químico, as semi-reações ocorrem simultaneamente em um mesmo espaço físico, havendo o fluxo de elétrons diretamente da espécie redutora para a oxidante. No modo eletroquímico, as semireações ocorrem simultaneamente, porém em locais diferentes do sistema; neste caso o sistema consiste em uma pilha eletroquímica, onde o fluxo de elétrons não ocorre diretamente, mas através do circuito externo conectado à pilha. Na pilha, a semi-reação de redução ocorre na superfície do catodo e a de oxidação na superfície do anodo. Com o circuito externo da pilha aberto, desenvolvem-se potenciais elétricos de equilíbrio nos dois eletrodos, e seus valores dependem da natureza das espécies, das suas atividades e da temperatura do sistema. Nesta situação de circuito aberto, a diferença entre os potenciais dos dois eletrodos é denominada força eletromotriz da pilha (E), e de acordo com a IUPAC, o seu valor deve ser calculado pela seguinte expressão : E = catodo - anodo (01) onde catodo é o potencial de equilíbrio do catodo e anodo é o potencial de equilíbrio do anodo. Um eletrodo reversível é aquele em cuja superfície tem-se uma reação eletroquímica passível de ocorrer em ambos os sentidos e cuja cinética está relativamente muito favorecida, ou seja, o equilíbrio é rapidamente atingido. Estes dois requisitos caracterizam o conceito eletroquímico de reversibilidade. Dada uma reação eletroquímica reversível qualquer : M +z + ze - = M (02) Na condição de equilíbrio, G não é igual a zero, mas sim dado pela expressão: G = - z. F. (03) onde F é a constante de Faraday, igual à aproximadamente coulombs e que corresponde à carga elétrica equivalente a 1 mol de elétrons. Considerando-se essa expressão de G, e a sua expressão tradicional da termodinâmica química, chega-se à chamada equação de Nernst : 0 RT a M.ln (04) zf am z onde é o potencial de equilíbrio do eletrodo, 0 é o potencial no estado padrão, a M é a atividade da espécie M e a M +z é a atividade da espécie M +z. 35

38 Considerando-se o metal M puro, e soluções eletrolíticas com comportamento ideal, tem-se: 1 0 RT.ln z zf [ M ] O potencial padrão do eletrodo está relacionado com o G 0 da reação através da seguinte expressão: G 0 = - z. F. 0 (05) Essa equação permite então o cálculo do potencial de equilíbrio do eletrodo reversível. Assim, dada à reação eletroquímica que ocorre em um eletrodo reversível, através de um procedimento análogo ao que foi feito, podese sempre estabelecer a equação de Nernst para aquele eletrodo específico. Por outro lado, o potencial do eletrodo pode também ser determinado experimentalmente. Para tal, basta que se monte uma pilha eletroquímica onde um dos eletrodos é o eletrodo em questão, e o outro eletrodo é um eletrodo de referência, cujo valor do potencial é conhecido ( referência ). Medindo-se a força eletromotriz da pilha constituída (E), pode-se ter o valor do potencial desconhecido () através de: E = - referência (06) O eletrodo de referência universal é o chamado eletrodo padrão de hidrogênio, constituído por um fio de platina imerso em uma solução contendo íons H + em concentração igual a 1 molal, na qual se borbulha hidrogênio gasoso com pressão igual a 1 atm. Sendo o eletrodo de hidrogênio de utilização e manipulação às vezes difícil, toma-se como referência outros eletrodos reversíveis, de construção relativamente simples e de fácil reprodutibilidade no que se refere ao potencial. Um dos eletrodos de referência mais utilizados é o eletrodo de Calomelano Saturado, cujo potencial em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio é igual a 0,2415 volts. Ele consiste de mercúrio metálico, recoberto com uma camada de Cloreto mercuroso (calomelano) e em contato com uma solução saturada de cloreto de potássio. Um fio de platina é usado para fazer o contato elétrico com o mercúrio (Figura 1). Pt Solução KCl Saturada Hg 2 Cl 2 (s) Hg (l) Figura 1 Desenho esquemático do Eletrodo de Calomelano. Este trabalho prático tem por objetivo determinar os potenciais de alguns eletrodos reversíveis. 36

39 2. Materiais e Reagentes 4 béqueres 80 ml 4 tubos de vidro em U Termômetros Amostras de metais (Cu, Zn, Ag, Pb) Eletrodo de referência de Calomelano Saturado Soluções 0,5 mol/l de CuSO 4, ZnSO 4, AgNO 3 e Pb(NO 3 ) 2 Soluções 0,1; 0,05; 0,02; 0,01; 0,005; 0,002 e 0,001 mol/l de CuSO 4 Solução de KCl 1 mol/l Fitas de papel de filtro de cerca de 1 cm de largura Multímetro digital de alta impedância Piceta Água destilada 3. Procedimento Experimental 1 - Montar cada eletrodo reversível mergulhando cada amostra de metal na solução que contenha o cátion deste metal. 2 - Montar a ponte salina preenchendo o tubo em U com solução KCl 1 mol/l, e vedando ambas as extremidades do tubo com papel de filtro enrolado na forma de rolhas. Tomar cuidado para que no interior da ponte não haja bolhas de ar que possam ocupar todo o diâmetro do tubo e assim interromper o circuito interno da pilha. 3 - Montar para cada medida a pilha eletroquímica correspondente, introduzindo uma das extremidades da ponte salina na solução do eletrodo reversível, e a outra extremidade na solução do eletrodo de Calomelano Saturado. 4 - Medir a força eletromotriz de cada pilha montada utilizando o multímetro. 4. Apresentação e Discussão dos Resultados Obter os potenciais de cada eletrodo reversível. Escrever as equações das reações eletroquímicas que ocorrem em cada um deles. Estabelecer a equação de Nernst para cada um deles e calcular os seus potenciais de acordo com tais equações. Comparar com os resultados obtidos e explicar os eventuais erros relativos elevados. Para as seguintes reações de oxi-redução, prever em quais sentidos elas devem ser espontâneas: Cu +2 (aq) + Zn = Cu + Zn +2 (aq) 2Ag + Pb +2 (aq) = 2Ag + (aq) + Pb 37