RELATÓRIO 9 - TEMPERATURA E SOLUBILIDADE

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
INSTITUTO DE QUÍMICA
JUCIARA NAYARA DA SILVA MELO
NATANNY KELLY DO NASCIMENTO SILVA
RELATÓRIO 9:
TEMPERATURA E SOLUBILIDADE
Natal/RN
2022
1. INTRODUÇÃO
A solubilidade, por definição, é a concentração de um soluto dissolvido em um
solvente em equilíbrio com o soluto não dissolvido a temperatura e pressão especificadas, ou
seja, é a medida da quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em um determinado
solvente.
A capacidade de dissolução de um sal em água é fortemente influenciada pela
entalpia de dissolução (ΔH) , que representa o calor envolvido na dissolução de uma
substância e m um dado solvente à pressão constante, e pode ser determinada pelo
balanço energético das etapas teórica as envolvidas na formação da solução. Embora a
capacidade de dissolução de um sal seja fortemente afetada pela entalpia de dissolução,
somente este parâmetro não define a sua solubilidade. Para muitos sais, a contribuição
do fator antrópico no processo de dissolução é comparável à entalpia d e solvatação.
Sais formados por associação do íon nitrato com cátions monovalentes pequenos
apresentam energias de rede baixas. É incomum a formação de sais inorgânicos com cátions
muito maiores que o íon nitrato. Quando o sal é formado por combinação com cátions
monovalentes que possuem raios mais próximos aos raios do NO3- espera-se um aumento na
energia de rede, favorecido pelo fator geométrico. Cátions com raios muito grandes e cargas
pequenas terão baixa entalpia de hidratação, porém alta entropia (ΔS).
A variação da energia livre (ΔG) na dissolução de nitratos geralmente é negativa,
determinando a espontaneidade do processo. No entanto, podem-se perceber alguns valores
ΔsolG positivos. Os processos de dissolução destes sais são endotérmicos, o que significa
dizer que as reações de precipitação são exotérmicas, porém a precipitação é entropicamente
desfavorável. Considerando que os íons devem abandonar um meio onde a entropia é elevada
para se agregarem e retornarem à forma cristalina, a energia livre de precipitação envolvida é
muito pequena quando confrontados os dois termos (ΔpptH e –TΔpptS, processo inverso a
dissolução), o que permite um certo grau de solubilidade a estes sais.
Quando um sólido é posto em contato com um líquido, no qual é solúvel, dá-se a
passagem contínua de moléculas da fase sólida para a solução até que a concentração do
soluto nesta atinja um valor definido, independente da quantidade de sólido em excesso.
Nessa situação se estabelece um estado de equilíbrio entre a solução saturada e a fase sólida
presente. O equilíbrio se caracteriza por ser um equilíbrio dinâmico pois a velocidade com
que as moléculas de soluto na solução passam para a fase sólida é igual à velocidade com que
as moléculas de soluto passam da fase sólida para a solução.
A temperatura age sobre o sistema, aumentando ou diminuindo a solubilidade,
influenciando diretamente na constante de equilíbrio. A influência da temperatura sobre a
constante de equilíbrio é dada pela equação de van’t Hoff.
𝑑 𝑙𝑛𝐾
𝑑𝑇 =
∆𝐻
𝑅𝑇2
onde K é a constante de equilíbrio, T a temperatura em Kelvin e ∆H é o calor envolvido no
processo de dissolução.
A equação de van’t Hoff pode ser integrada em função da temperatura, considerando
que ∆H permanece constante em intervalos pequenos de temperatura. A equação de van’t
Hoff pode ser aplicada à solubilidade considerando que no ponto de saturação se estabelece
um equilíbrio dinâmico cuja constante é a concentração do soluto na solução a uma dada
temperatura. A equação fica então:
𝑑 𝑙𝑛𝑆
𝑑𝑇 =
∆
𝑠
𝐻
𝑅𝑇2
+ C𝑙𝑛𝑆 =−
∆
𝑠
𝐻
𝑅𝑇
onde S representa a solubilidade em diferentes temperaturas, dada em massa de soluto em 100
g de solvente. O efeito térmico ∆SH é o calor de solução referente a 1 mol de soluto dissolvido
numa solução saturada.
No presente trabalho, a reação será:
𝐾𝑁𝑂
3 (𝑠)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 𝐾
(𝑎𝑞)
+ + 𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
−
O nitrato de potássio é um sal bastante solúvel em água, sua solubilidade a 25°C é de
aproximadamente 40g do sal/100g de água, outro fator bastante importante é a temperatura. O
efeito da temperatura sobre a solubilidade depende do efeito térmico que acompanha a
dissolução do precipitado. Se o processo de dissolução for endotérmico, um aumento na
temperatura aumenta a solubilidade do precipitado. Se o processo de dissolução for
exotérmico, um aumento na temperatura diminui a solubilidade do precipitado. Como a
dissolução da maioria dos precipitados é endotérmica, eles são solúveis em água quente em
maior proporção do que em água fria. O efeito pode ser muito acentuado para alguns
precipitados e pouco acentuado para outros. Este fator altera o valor numérico do Kps.
2. OBJETIVOS
Estudar a variação do coeficiente de solubilidade de uma substância em função da
temperatura e calcular o calor envolvido no processo.
3. METODOLOGIA
3.1 Materiais: Equipamentos e Reagentes
- KNO3
- H2O destilada
- Pipetas graduadas de 10 mL
- Banho termostatizado
- Bico de bunsen
- Termômetro
- Béquers de 100 mL
- Tripé e tela de amianto
- Bastão de vidro
3.2 Procedimento Experimental
3.2.1 Parte A - Procedimento geral
- Enumerar béqueres de 1 a 5 e pesá-los;-
- Em um béquer adicional, pesar 70 g de KNO3 e adicionar 60 mL de água destilada;
- Agitar a mistura KNO3 + H2O em temperatura ambiente (anote a temperatura) durante 10
minutos com o bastão de vidro;
- Decantar o excesso de KNO3, pipetar 5 mL de solução sobrenadante e colocar no béquer
número 1. Medir a temperatura da solução neste béquer;
- Pesar o béquer número 1 com a solução e anotar a massa;
- Colocar o béquer número 1 numa chapa de aquecimento, já ligada, para evaporar a água e
obter um resíduo seco de KNO3. Anote a massa do béquer mais o resíduo seco.
3.2.2 Parte B - Solubilidade em diferentes temperaturas
- Adicione 50 mL de água a um béquer de 250 mL e coloque-o sobre uma segunda chapa
aquecedora;
- Insira neste béquer aquele com a solução KNO3 + H2O;
- À medida que a temperatura da solução de KNOKNO a subir, alíquotas de 5 mL do
sobrenadante deverão ser retiradas nas temperaturas de 25, 35, 45 e 55 ºC e colocadas nos
béqueres acima numerados;
- Proceda com as duas últimas etapas do procedimento geral para cada béquer.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Com os dados obtidos neste experimento foi possível calcular a solubilidade do KNO3
em diferentes temperaturas. Para a solução estoque foram pesados 62,025g KNO3 e diluídos
em 53mL de água destilada, a solução estava a uma temperatura de 19°C. Para o estudo da
solubilidade deste sal foram utilizadas 5 amostras de 5mL nas temperaturas conforme
mostradas na tabela abaixo:
Tabela 1 - Volumes e temperaturas utilizados no experimento.
Amostras Volume de KNO3
(L)
Temperatura em
(°C)
Temperatura (K)
1 0,005 23 296,15
2 0,005 25 298,15
3 0,005 35 308,15
4 0,005 45 318,15
5 0,005 55 328,15
Com os dados da Tabela 1 é possível calcular o inverso da temperatura de cada
amostra:
𝑇−1 = 1𝑇,𝐾
𝑇
1
= 1296,15 = 3, 3767 × 10
−3𝐾−1
𝑇
2
= 1298,15 = 3, 3540 × 10
−3𝐾−1
𝑇
3
= 1308,15 = 3, 2452 × 10
−3𝐾−1
𝑇
4
= 1318,15 = 3, 1432 × 10
−3𝐾−1
𝑇
5
= 1328,15 = 3, 0474 × 10
−3𝐾−1
Tabela 2 - Massas obtidas experimentalmente.
Massa do Béquer
(g)
Massa do
Béquer +
Solução (g)
Massa do Béquer
+ Resíduo Seco
(g)
Massa de
Solução
KNO3 (g)
Massa do Sal
KNO3 (g)
99,583 105,530 102,039 5,947 2,456
100,028 105,638 102,176 5,610 2,148
100,194 105,789 101,654 5,595 1,460
97,521 103,164 98,796 5,643 1,275
100,509 106,139 101,593 5,630 1,084
A molaridade das amostras podem ser calculadas a partir das massas de sal expressas
na Tabela 2, de acordo com a seguinte expressão:
𝑀 = 𝑀𝑀𝑀*𝑉
𝑀
1
 = 2,456
101,1032* 5,947*10−3
= 4, 084 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑀
2
 = 2,148
101,1032* 5,610*10−3
= 3, 787 𝑚𝑜𝑙/𝐿
𝑀
3
 = 1,460
101,1032* 5,595*10−3
= 2, 581 𝑚𝑜𝑙/𝐿
𝑀4
 = 1,275
101,1032* 5,643*10−3
= 2, 235 𝑚𝑜𝑙/𝐿
𝑀
5
 = 1,084
101,1032* 5,630*10−3
= 1, 904 𝑚𝑜𝑙/𝐿
A partir da molaridade obtida para cada massa do sal, é possível então calcular a
constante de equilíbrio.
𝐾𝑁𝑂
3 (𝑠)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 → 𝐾
(𝑎𝑞)
+ + 𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
−
𝐾 = [𝐾+][𝑁𝑂
3 
−] = 𝑋 ∗ 𝑋 = 𝑋2
Então, a constante de equilíbrio poderá ser calculada pelo quadrado da molaridade.
𝐾
1
= 𝑀
1( ) 2 → 𝐾1 = 4, 084 𝑚𝑜𝑙/𝐿( ) 2 = 16, 678
𝐾
2
= 𝑀
2( ) 2 → 𝐾2 = 3, 787 𝑚𝑜𝑙/𝐿( ) 2 = 14, 341
𝐾
3
= 𝑀
3( ) 2 → 𝐾3 = 2, 581 𝑚𝑜𝑙/𝐿( ) 2 = 6, 661
𝐾
4
= 𝑀
4( ) 2 → 𝐾4 = 2, 235 𝑚𝑜𝑙/𝐿( ) 2 = 4, 995
𝐾
5
= 𝑀
5( ) 2 → 𝐾5 = 1, 904 𝑚𝑜𝑙/𝐿( ) 2 = 3, 625
Logo, é possível calcular o lnK:
𝑙𝑛𝐾
1
= 2, 814
𝑙𝑛𝐾
2
= 1, 331
𝑙𝑛𝐾
3
= 1, 896
𝑙𝑛𝐾
4
= 1, 608
𝑙𝑛𝐾
5
= 1, 288
Considerando os dados calculados, foi possível elaborar o gráfico do logaritmo da
constante de equilíbrio pelo inverso da temperatura, e seu comportamento pode ser observado
na figura abaixo. Esperava-se uma linearidade dos pontos, no entanto os pontos calculados se
encontram fora da reta, o que pode ser explicado por alguns fatores como perda de material e
erros ocasionados durante o processo de aquecimento das amostras.
Figura 1- Gráfico da relação entre lnK x T-1
Para ser calculada a entalpia do processo, é necessário que se tenha o coeficiente
angular e linear da equação de reta, atribuída a reta que passa pelos pontos que interceptam a
relação gráfica entre o logaritmo da constante de equilíbrio (posicionado na ordenada) e o
inverso da temperatura ( posicionado na abscissa) e utilizando a temperatura mostrada na
Tabela 1. Então, temos para o ΔsH:
∆
𝑠
𝐻 = − 𝑅𝑇(𝑙𝑛𝐾 − 𝑏)
∆
𝑠
𝐻
1
= − (8, 314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(296, 15 𝐾)( 2, 814 − 0, 016) =− 6889, 2 𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆
𝑠
𝐻
2
= − (8, 314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(298, 15 𝐾)( 1, 331 − 0, 016) =− 3259, 6 𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆
𝑠
𝐻
3
= − (8, 314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(308, 15 𝐾)( 1, 896 − 0, 016) =− 4816, 4 𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆
𝑠
𝐻
4
= − (8, 314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(318, 15 𝐾)( 1, 608 − 0, 016) =− 4210, 9 𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆
𝑠
𝐻
5
= − (8, 314 𝐽/𝑚𝑜𝑙. 𝐾)(328, 15 𝐾)( 1, 288 − 0, 016) =− 3470, 3 𝐽/𝑚𝑜𝑙
5. CONCLUSÃO
Com o referido trabalho foi possível observar a variação da solubilidade do KNO3 de
acordo com diferentes temperaturas. Para cada uma das 5 amostras foi calculado parâmetros
que foram utilizados para elaborar o gráfico que relaciona o logaritmo da constante de
equilíbrio pelo inverso da temperatura, o comportamento do gráfico obtido neste experimento
não apresentou o aspecto linear esperado, o que pode ser justificado por erros no
procedimento realizado.
6. REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004.
BUENO, W. A.; DEGREVE, L. Manual de Laboratório de Físico-Química. São Paulo, Mc
Graw Hill, 1980
NETZ, P. A. e GONZÁLEZ-ORTEGA, G. Fundamentos de Físico-Química. Porto Alegre:
Artmed, 2002
CASTELLAN, G. N. Fundamentos de Físico-química, Rio de Janeiro : Livros técnicos e
Científicos, 1996.