Sistema Clorofórmio-naftaleno

Sistema clorofórmio-naftaleno

Sumário

1. Objetivo 3

2. Fundamentação teórica 3

3. Materiais utilizados 4

4. Procedimento experimental 5

5. Tratamento de dados 6

6.Discussão 8

7. Conclusão 9

8. Referências 9

1. Objetivo:

• Avaliar o comportamento de uma solução ideal ao variar sua concentração.

• Confirmar o abaixamento crioscópico de uma solução ideal.

2. Fundamentação teórica:

Uma solução ideal consiste numa mistura homogênea em que soluto e solvente apresentam estruturas semelhantes. Assim, não há preponderância entre as interações interpartículas presente no sistema (soluto-soluto, solvente-solvente ou soluto-solvente). Os constituintes de uma solução ideal líquido-sólido devem apresentar características peculiares: o solvente deve ser volátil, o soluto não volátil e não podem ser miscíveis no estado sólido.

Em termos matemáticos, uma solução é ideal quando obedece a lei de Raoult em qualquer intervalo de concentração. O gráfico abaixo mostra a diferença entre uma solução que obedece esta lei e uma curva experimental de uma solução ideal.

Fonte: Espaço Científico Cultural

Note que em baixas concentrações – fração molar do solvente próximo a 1 – a curva experimental tangencia a linha tracejada. Ou seja, uma solução diluída tende a idealidade.

O potencial químico de uma substância sempre diminui em uma mistura. Isto ocorre por conta do aumento da entropia molar a pressão constante e sem variação na quantidade de matéria. O abaixamento do potencial químico é dado pela equação: , onde μ e μ° são os potenciais químicos na solução e o solvente puro respectivamente e x é a fração molar do solvente na solução.

Gráfico 1 – Potencial químico em função temperatura.

µ

T

3. Materiais utilizados:

Reagentes:

- Naftaleno em pó;

- Clorofórmio.

Vidrarias:

- Béquer de 100 mL (1);

- Pipeta graduada de 2 mL (1);

- Béquer de 400 mL (1);

- Vidro de relógio (1);

- Tubo de ensaio (1);

- Bastão e vidro (1).

Substância:

- Água.

Outros materiais:

- Suporte universal;

- Garras;

- Pêra;

- Espátula.

Equipamento:

- Balança analítica.

4. Procedimento experimental:

I. Em uma balança analítica, foi pesado 3,7592g de naftaleno sobre um vidro de relógio;

II. O conteúdo foi transferido para um tubo de ensaio;

III. Adicionou-se 0,5 mL de clorofórmio;

IV. O tubo de ensaio foi emerso em um banho de água a aproximadamente 75ºC agitando o conteúdo até a completa fusão do naftaleno;

V. O tubo de ensaio foi retirado do banho de água e, a temperatura ambiente, prosseguindo a agitação até aparecerem os primeiros cristais;

VI. A temperatura de solidificação foi anotada;

VII. Adicionou-se mais 0,5 mL de clorofórmio e repetiram-se os procedimentos de IV a VI.

VIII. O procedimento a cima descrito foi repetido até obter oito temperaturas de cristalização.

5. Tratamento dos dados experimentais:

Tabela 01 – Adições de clorofórmio e temperaturas de cristalização do naftaleno

Adição CHCl3 V CHCl3 (mL) Total T de cristalização (°C)

0,5 mL 0,5 68

0,5 mL 1 63

0,5 mL 1,5 55

0,5 mL 2 48

0,5 mL 2,5 43

0,5 mL 3 38

0,5 mL 3,5 33

1. Densidade do clorofórmio

Temperatura inicial CHCl3 = 26 °C

Admitindo que a equação  = 1,52643 – 1,8563 x 10-3 T – 0,53309 x 10-6 T2 é a mais adequada para calcular a densidade do clorofórmio, tem-se:

 = 1,52643 – 1,8563 x 10-3 (26) – 0,53309 x 10-6 (262) = 1,4874462 g/mL

2. Massas e quantidades de matéria do clorofórmio

PM CHCl3 = 119,35 g / mol

O primeiro cálculo (massa) pode ser efetuado pela equação A enquanto que o segundo (quantidade de matéria) pode ser feito através da equação B:

A)  = m / V

densidade = massa / Volume

massa = densidade x Volume

B) n = m / PM

quantidade de matéria = massa