AULA PRÁTICA DE QUÍMICA GERAL Estudando a água parte 29

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1 AULA PRÁTICA DE QUÍMICA GERAL Estudando a água parte 29 9º NO DO ENSINO FUNDAMENTAL - 1º ANO DO ENSINO MÉDIO OBJETIVO Diversos experimentos, usando principalmente água e materiais de fácil obtenção, são possíveis e importantes para vivenciar as principais propriedades físicas e químicas da água, bem como de sua interação com outras substâncias. É desnecessário falar da importância de se conhecer as propriedades da água, principalmente em tempos que anunciam a escassez desse recurso. Além disso, o estudo da água permite introduzir a compreensão das propriedades de outras substâncias, ampliando os horizontes do entendimento científico de diversos fenômenos do cotidiano, que por sua vez, são inerentes às questões ambientais, industriais, culinárias, medicinais e muitas outras. INTRODUÇÃO O experimento do roteiro anterior é muito importante para que se perceba que a pressão de vapor e a pressão atmosférica são duas grandezas físicas concorrentes, em que atuam em sentido contrário, uma favorecendo e outra dificultando a passagem dos líquidos para o estado gasoso. A pressão de vapor de um líquido expressa a sua volatilidade, ou seja, a facilidade de mudar de estado e de se misturar no ar atmosférico. O problema é que o ar atmosférico também exerce uma pressão, em sentido contrário à pressão de vapor, devido ao peso de vários quilômetros de coluna de ar acima da superfície da Terra, criando por isso um obstáculo importante à evaporação e à ebulição dos líquidos. Em um ambiente de pressão atmosférica zero, ou seja, na ausência total de ar, mas com espaço disponível, qualquer líquido passa rapidamente para o estado gasoso, mesmo se a temperatura estiver longe do ponto de ebulição e até mesmo próxima do ponto de congelamento.

2 A pressão atmosférica (em preto) atua sobre o líquido de cima para baixo, já que o frasco impede o contado do ar com o líquido nas laterais e embaixo. Da mesma forma, a pressão de vapor do líquido (em vermelho) também atua somente na vertical, mas de baixo para cima. Em uma gota de líquido suspensa no ar, a pressão atmosférica atua em todas as direções, comprimindo a gota; enquanto a pressão de vapor atua de dentro da gota para fora. Essas duas grandezas, são, portanto, concorrentes. Somente quando a pressão de vapor conseguir igualar ou superar a pressão do ar é que o líquido entra em ebulição. A evaporação pode ocorrer, mas de forma bem mais lenta, com a pressão atmosférica maior que a pressão de vapor; mas a velocidade desse processo varia conforme a volatilidade característica de cada substância. No experimento que fizemos com a seringa, na parte anterior desse trabalho (parte 28), o movimento de puxar o êmbolo para trás aumenta o espaço disponível para as moléculas de água líquida. Isso significa que a pressão interna diminuiu, como se fosse em um ambiente aberto, mas com pressão atmosférica mais reduzida. É como se diminuíssemos ou retirássemos a pressão atmosférica, o que facilita a ebulição em temperaturas mais baixas que a do ponto de ebulição normal da água. Por isso, a intensa produção de bolhas que acontece nesse momento são formadas por vapor de água e não por vácuo. Podemos dizer que, quando puxamos o êmbolo da seringa, empurramos o ar externo para trás, diminuindo a pressão que ele exerce no êmbolo e no interior da seringa. Quando soltamos o êmbolo, o ar externo empurra o êmbolo novamente e ele volta à posição original sozinho. Evaporação versus ebulição. É importante entender que os fenômenos chamados de evaporação e ebulição, embora muito parecidos, são diferentes. Vejamos: a evaporação acontece sem fervura, enquanto a ebulição é a fervura propriamente dita, com intensa produção de bolhas. Muitas vezes, as pessoas entendem de modo errôneo que a ebulição ocorre sempre com aquecimento, e que a evaporação ocorre apenas na temperatura ambiente. Mas, não é verdade. Existe, sim, evaporação com aquecimento, desde que não ocorra a fervura ; e existe também a ebulição a frio, desde que haja um abaixamento significativo da pressão atmosférica.

3 Pressão de vapor da água em três temperaturas. A ilustração acima nos mostra que, no caso da água em contato com o ar, em um local no nível do mar, temos: 1) Na temperatura ambiente, poucas moléculas conseguem passar para o estado gasoso, porque a pressão de vapor é cerca de 18mm de mercúrio, ocorrendo uma evaporação lenta. 2) Mais aquecida, à 50ºC, a pressão de vapor sobe para 90mmHg, habilitando mais moléculas a passarem para o estado gasoso, constituindo uma evaporação mais rápida. 3) A 100ºC, a pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica em 760mmHg e a água entra em ebulição ou fervura, com intensa produção de bolha; não constituindo mais uma simples evaporação. Influência da temperatura Disponível (acesso: ): É muito importante entender a relação entre a variação da temperatura e a variação da pressão de vapor, para entender corretamente as forças e grandezas físicas envolvidas na volatilidade de um mesmo líquido. MAIOR temperatura MAIOR agitação das partículas MAIS espaço entre partículas MENOR atração entre partículas MAIOR pressão de vapor MAIOR volatilidade. Observe que destacamos em vermelho a força de atração entre as partículas. Isso porque essa grandeza varia conforme cada substância, em função de sua geometria molecular, a polaridade da molécula, além do seu tamanho. Ponto de ebulição como referência de volatilidade Outra referência da volatilidade, além da pressão de vapor, é o ponto de ebulição. Sabemos que quanto menor o ponto de ebulição de uma substância, maior sua facilidade de passar para o estado gasoso, mesmo que a temperatura não seja a do ponto de ebulição; ou seja, mesmo que a temperatura seja ambiente, sem qualquer aquecimento.

4 Isso acontece porque, se o ponto de ebulição da substância é considerado baixo, está claro que suas partículas não se atraem com muita força. Com uma força de atração pequena entre as partículas, é claro que a evaporação na temperatura ambiente também é mais fácil. Considerando um exemplo bem conhecido, a evaporação em temperatura ambiente da acetona é mais fácil e mais rápida que a da água. Da mesma forma, seu ponto de ebulição é bem mais baixo (56ºC) que o da água (100ºC). Podemos afirmar, com certeza, que as moléculas de acetona se atraem com menos força que as de água, em qualquer temperatura! EXPERIMENTO Comparando a volatilidade de três substâncias MATERIAL A) Propanona ou acetona pura P.A., de preferência; ou, se não disponível, usar acetona comercial. B) Etanol puro P.A., álcool absoluto; ou, se não disponível, álcool comum comercial líquido. C) Água destilada, de preferência; ou água de torneira. D) Três provetas de 500mL idênticas, com marcação de volume bem legível. E) Câmera fotográfica ou aparelho celular com câmera. F) Três discos de papel filtro ou três pedaços de gaze medicinal. G) Três pipetas volumétricas de 100mL com pera. H) Caneta ou pincel para vidro. PROCEDIMENTO 1. Com orientação de seu professor e sempre usando a pera de borracha, pipete exatamente 100mL de água, transferindo-a para uma proveta de 500mL. 2. Identifique a proveta com um pincel para vidro, com a palavra água, acima do líquido para não atrapalhar a visão do nível. 3. Seque a pipeta ou pegue outra pipeta de mesma capacidade que esteja bem limpa e seca. 4. Pipete exatamente 100mL de álcool, transferindo-a para outra proveta de 500mL. 5. Identifique a segunda proveta com um pincel para vidro com a palavra etanol, um pouco acima do nível do líquido. 6. Repita os itens de 3 a 5 para a acetona. 7. Coloque um papel filtro ou um pedaço de gaze sobre as aberturas de cada proveta, para evitar partículas de poeira e outras contaminações do ambiente.

5 8. Escolha um local para deixar as provetas lado a lado, onde possam ficar em repouso por alguns dias, que seja arejado, porém sem vento. Coloque um aviso, para evitar que outras pessoas mexam nos frascos. 9. Fotografe cada proveta de forma que a leitura de nível e a identificação da proveta fique bem visível. 10. Anote o volume inicial lido, a data e o horário na tabela abaixo. 11. Combine com seu professor os dias e horários das próximas leituras de volume. 12. Quando fizer as leituras de volume seguintes, calcule as diferenças de volume encontradas e anote nas colunas de decréscimo. OBSERVAÇÕES E QUESTÕES Tempo Data Horário Volume (ml) Volumes das substâncias testadas Água Etanol Acetona Decréscimo Volume Decréscimo Volume Decréscimo (ml) (ml) (ml) (ml) (ml) ) Segundo suas observações e dados obtidos no experimento, qual é o líquido mais volátil e qual o menos volátil? Comente. 2) Baseando-se nos dados de decréscimos de volume obtidos, você pode estabelecer, aproximadamente, quantas vezes o líquido que evaporou mais rápido é mais volátil que o líquido que evaporou mais lentamente? Calcule e comente.

6 3) Determine a velocidade média de evaporação de cada substância testada em ml/dia, considerando os totais de mililitros evaporados e o tempo máximo do experimento em dias. Água: Etanol: Acetona: 4) Você seria capaz de explicar os dados de volatilidade obtidos, usando e comparando a geometria molecular, a polaridade e as forças intermoleculares envolvidas para cada uma das três substâncias do experimento? Faça uma tentativa, mas antes, preencha o quadro abaixo: I) Preencha o quadro com as informações sobre cada uma das substâncias. Substância Água Etanol Acetona Desenho da fórmula estrutural Nome da geometria principal (tetraédrica / trigonal plana / angular / linear) Simetria (S/N) Presença de grupos muito polares (F, O ou N ligados a H) Presença de grupos apolares (partes com apenas C e H) Polaridade geral (apolar / polar / muito polar) Forças intermoleculares predominantes (ligações de H / dipolo-dipolo / forças de London) II) Use os dados acima para justificar as diferenças de volatilidade obtidas no experimento.