Prática 08 Determinação da Massa Molar da Ureia via Ebuliometria

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Geraldo Vieira Almada
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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 08 Determinação da Massa Molar da

1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 08 Determinação da Massa Molar da Ureia via Ebuliometria 1. Introdução 1.1 Pressão de Vapor e a Lei de Raoult A pressão de vapor de um líquido é a pressão exercida por seus vapores quando estão em equilíbrio dinâmico com o respectivo líquido, numa determinada temperatura. As moléculas de uma substância líquida estão em constante movimento, sob qualquer temperatura. Porém, algumas dessas moléculas se movimentam com mais velocidade do que outras e, por esse motivo, podem fugir do líquido e passar para a atmosfera sob a forma de vapor. Esse fenômeno é chamado de evaporação (Figura 1, esquerda). Figura 1. Ilustração da evaporação de um líquido (esquerda) e ebulição (direita). Entretanto, quando a vaporização é turbulenta, na qual a passagem da fase líquida para a gasosa pode ocorrer em qualquer ponto da fase líquida, e não apenas na superfície, ocorre a formação de bolhas, isto é, porções de vapor cercadas por uma película de líquido. As bolhas só podem existir se a pressão de seu vapor for igual ou maior que a pressão externa a pressão atmosférica mais a pressão da massa líquida, que comumente é desprezível. Desta forma, um líquido entra em ebulição quando a sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica (Figura 1, direita). A pressão de vapor de um líquido depende de alguns fatores, tais como sua natureza e a temperatura em que o mesmo se encontra. Líquidos mais voláteis como éter e acetona, por exemplo, evaporam-se mais intensamente, o que acarreta uma pressão de vapor maior. Por outro lado, líquidos com elevados pontos de ebulição e/ou que apresentam fortes interações intermoleculares terão baixas pressões

2 de vapor. A Figura 2 (a seguir) apresenta um gráfico ilustrando a variação da pressão de vapor de alguns líquidos em função da temperatura. Figura 2. Variação da pressão de vapor de alguns líquidos em função da temperatura. Aumentando a temperatura, qualquer líquido irá evaporar mais intensamente, acarretando maior pressão de vapor. Observe a variação de pressão máxima de vapor da água em função da temperatura e o respectivo gráfico acima. As propriedades fundamentais das soluções podem ser correlacionadas pela lei de Raoult (Equação 1) na qual a pressão de vapor do solvente é igual ao produto da fração molar do solvente na solução pela pressão de vapor do solvente puro, para uma dada temperatura. Este comportamento está ilustrado na Figura 3 a seguir. P 1 = P 0. X 1 (1) Onde: P 1 = pressão de vapor do solvente da solução citada P 0 = pressão de vapor do solvente puro X 1 = fração molar do solvente na solução Figura 3. Variação da pressão de vapor de um solvente puro e de uma solução em função da temperatura.

3 1.2 Propriedades Coligativas A pressão de vapor e outras propriedades tais como ponto de congelamento, ponto de ebulição e pressão osmótica, dependem da relativa proporção entre moléculas do soluto e do solvente. Essas propriedades são chamadas de Propriedades Coligativas. Não importa a natureza do soluto, sendo ele uma espécie iônica ou molecular, de elevada massa ou não; o importante é o número relativo das partículas presentes na solução em questão. As propriedades de uma solução podem, em muitos casos, serem compreendidas como sendo as do solvente puro são modificadas pela presença das moléculas de soluto. Chama-se elevação do ponto de ebulição (Equação 2) de uma solução, a diferença entre a temperatura de início de da ebulição da solução (t 2 ) e a temperatura de ebulição do líquido puro (t 1 ). t e = t 2 t 1 (2) Um líquido puro entra em ebulição quando a pressão máxima de seus vapores torna-se igual à pressão externa. Quando se dissolve um soluto não volátil em um solvente puro, a solução resultante entra em ebulição a uma temperatura mais elevada devido à diminuição da pressão máxima de vapor. Experimentalmente, verifica-se que adição de um mol de um não eletrólito (não volátil) em 1000 g de água faz subir o ponto de ebulição de 0,52 C. Esse valor é constante para a água e denominase constante ebuliométrica (K e ). Cada solvente, por sua vez, apresenta um K e específico. Com base nestas informações, pode-se então, determinar a massa molecular de um determinado soluto, dissolvendo-se uma massa conhecida do mesmo em uma massa conhecida de solvente e determinando-se cuidadosamente os pontos de ebulição do solvente puro e, a seguir, da solução (ambos à pressão constante, P atm, por exemplo). Desta maneira a Ebuliometria pode ser resumida nas duas Leis de Raoult: Primeira Lei: A elevação do ponto de ebulição de um líquido é diretamente proporcional à quantidade de substância nele dissolvido. Segunda Lei: A elevação do ponto de ebulição de um líquido, produzida pela dissolução de uma molécula-grama de uma substância qualquer (dando solução molecular) numa mesma massa líquida é constante. Observações: Estas leis são válidas para soluções diluídas; No caso de soluções iônicas as leis continuam válidas desde que se calcule o número real de partículas (íons + moléculas);

4 Pela Lei de Raoult, temos que: t e = K e. W (3) Onde: W= Molalidade da solução = m (4) M 1.m 2 m 1 = massa do soluto m 2 = massa do solvente M 1 = massa molar do soluto Substituindo (4) em (3) temos: t e = K e. m M 1. m 2 Isolando a massa molar do soluto (M 1 ) como variável de interesse temos a seguinte equação: M 1 = K e. m t e. m 2 2. Objetivos Determinar experimentalmente a massa molar da ureia dissolvida em etanol via ebuliometria. 3. Pré-laboratório a) Defina pressão de vapor de um líquido. b) Qual a diferença entre evaporação e ebulição? c) Como o valor da pressão de vapor de um líquido pode ser afetado? d) O que são propriedades coligativas? e) Defina: Ebuliometria, criometria, osmose e tonometria. f) Qual a relação entre a Lei de Raoult e a Ebuliometria? g) Qual a diferença entre molaridade e molalidade? Dê um exemplo de cálculo de cada uma. h) Quais as massas de carbonato de sódio e de água necessárias para preparar 2,0 kg de uma solução aquosa deste sal com concentração igual a 0,5 molal? i) Uma solução contém 184 g de glicerina (C 3 H 8 O 3 ) em 800 g de água e apresenta densidade igual a 1,044 g cm -3. Calcule a concentração molar e a concentração molal desta solução.

5 4. Materiais e Métodos 4.1 Materiais e reagentes 01 Kitassato 250 ml 01 proveta de 100 ml 01 Rolha de borracha com 1 furo 01 Béquer de 100 ml 01 Termômetro digital do tipo espeto Espátula Pérolas de vidro Chapa de aquecimento c/ agitação Ureia Etanol 4.2 Procedimento Experimental (abaixo): Para que o experimento possa ser realizado, um aparato deve ser montado segundo a Figura 1 Figura 1. Esquema de montagem do experimento para determinação da massa molar da ureia dissolvida em etanol via ebuliometria. Meça 50 ml de etanol com o auxilio de uma proveta e transfira-o para o kitassato, adicionando algumas pérolas de vidro. Feche o sistema com a rolha de borracha contendo o termômetro digital do tipo espeto. A ponta do termômetro deve tocar o líquido. Ajuste a temperatura da chapa de aquecimento para 85 o C. Quando o líquido estiver ebulição suave, anote o valor de temperatura lido no termômetro. O ponto de ebulição será verificado quando a temperatura indicada permanecer constante. Após anotar a temperatura, interromper o aquecimento para evitar perdas de etanol retirando o erlenmeyer da chapa. Uma vez que o kitassato tenha se resfriado, abra o sistema e adicione ao etanol 1,95 g de ureia. Feche o sistema e repita o procedimento feito anteriormente.

6 Tabela de dados: Temperatura de ebulição do etanol puro (t 1 ) Temperatura de ebulição da solução (t 2 ) t e Massa do soluto (m 1 ) Massa do solvente (m 2 ) Constante ebuliométrica do etanol 1,22 kg mol -1 ºC Massa molecular teórica da ureia (g mol -1 ) Massa molecular experimental da ureia (g mol -1 ) Erro absoluto (g mol -1 ) Erro relativo (%) Obs. Considere a densidade do etanol 0,79 g ml Resultados e Questionário Com base nos dados coletados responda as questões a seguir: a) Calcule a massa molecular experimental da ureia. b) Compare o valor de massa molecular teórica e experimental encontrado para a ureia. Discuta os resultados encontrados. c) Quais as possíveis fontes de erro que podem ser verificados no experimento? d) Qual a função das pérolas de vidro na prática? e) Qual a molalidade de uma solução, cuja temperatura de ebulição de um solvente puro é 92 ºC e a temperatura de ebulição da solução é 95 C. Considere a constante ebuliométrica como 0,52 kg mol -1 ºC.? f) Em uma aula de química geral experimental, um aluno determinou experimentalmente a massa molar do etileno glicol, através dos seguintes dados: Temperatura de ebulição da água pura 95 C Temperatura de ebulição da solução 97,2 C Quantidade de água 100 ml Quantidade de etileno glicol 22,5 ml Constante ebuliométrica da água 0,52 kg mol -1 ºC Para os cálculos, o aluno considerou a densidade da água como 1,00 g ml -1 e a densidade do etileno glicol como 1,10 g ml -1. Qual a massa molar de etileno glicol que o aluno encontrou? Calcule o erro experimental relativo (%).

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