mini curva de solubilidade

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA. 
DA BAHIA 
CAMPUS SALVADOR
MINI RELATÓRIO: DISPERSÕES: DETERMINAÇÃO DA CURVA DE SOLUBILIDADE
AUTORES: LARISSA SANTANA MELO 
 MARIA CECILIA DIAS
Salvador BA
2017
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
DA BAHIA 
CAMPUS SALVADOR
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CURSO TÉCNICO INTEGRADO EM QUÍMICA
TURMA 8821 
QUÍMICA II
 MINI RELATÓRIO: DISPERSÕES: DETERMINAÇÃO DA CURVA DE SOLUBILIDADE
AUTORES: LARISSA SANTANA MELO 
 MARIA CECILIA DIAS
Mini relatório apresentado como requisito de avaliação parcial da disciplina Química II do curso técnico integrado de Química.
Prof. Denise de Sá
Equipe técnica: Larissa Santana Melo do Carmo; Maria Cecília Dias;
Salvador BA
2017
1. RESULTADOS E DISCUSSÕES
1.1. Parte 1: Comportamento do nitrato de potássio em água para determinar sua curva de solubilidade.
Foram utilizados 2g de nitrato de potássio para serem solubilizados em 10g de água destilada. A temperatura inicial da água indicava 27C. Após a adição do sólido (nitrato de potássio) ao sistema com água, pôde-se perceber que o sistema ficou gelado. A temperatura foi medida, em seguida, e estava a 23C (menor que a temperatura inicial da água). A proposta feita a partir dessa observação é que a dissolução do nitrato de potássio em água foi endotérmica. 
Segundo Quagliano (1973), quando um composto iônico tal como o nitrato de potássio é gradualmente adicionado à água, o sólido passa à solução e a dissolução prossegue até a solução ficar saturada. [1]. Para que ocorra o processo de dissolução de um sal em água, duas etapas sucessivas acontecem, envolvendo energia de rede e energia de hidratação, respectivamente. Na primeira etapa, o nitrato de potássio (sólido) dissocia-se em íons no estado gasoso, de forma isolada. Por necessitar de uma grande quantidade de energia (energia de rede) para enfraquecer as interações entre os íons K+ e Cl-, é uma etapa endotérmica. Já na segunda etapa, os íons K+ e Cl- gasosos ficam envolvidos pelas moléculas de água líquida, ficando, dessa forma, hidratados em solução. Este processo libera uma grande quantidade de energia (processo exotérmico), compensando a etapa endotérmica e, consequentemente, favorecendo a dissolução do sólido iônico na água. [2] 
(Etapa 1: energia de rede) KNO3 (s) K+(g) + NO3-(g) 
(Etapa 2: energia de hidratação) K+(g) + NO3- (g) + H2O (l) K+(aq) + NO3(aq)
Em uma dissolução endotérmica, a energia absorvida para separar as partículas do soluto (dissociação) é maior que a energia liberada para promover a hidratação dos íons (solvatação). [2] Ao ter notado que o sistema estava gelado após adicionar o sólido, supõe-se que, no momento da dissociação dos íons K+ e NO3-, uma grande quantidade de energia foi consumida no sistema, perdendo energia para o meio.
Percebeu-se que, tido preparado a solução aquosa de nitrato de potássio no tubo de ensaio, havia uma quantidade do sólido depositada no fundo do sistema. Foi proposto que a solução era saturada com corpo de fundo, na qual o sólido observado era o corpo de fundo (ou precipitado). A solução era saturada porque supõe-se que uma quantidade máxima do nitrato de potássio adicionado foi solubilizada na quantidade de água utilizada (10g) em função da temperatura ambiente. O excesso era, nesse caso, o precipitado.
 Segundo a literatura, os íons K+ e NO3- que estavam dissolvidos em solução estavam hidratados, isto é, rodeados por moléculas de água, uma vez que ao interagem significativamente, uma quantidade de energia é liberada para compensar as etapas endotérmicas do processo de dissolução. [2]. Já no corpo de fundo, esses íons do nitrato de potássio encontravam-se dissociados, mas não hidratados, pois, caso fosse assim, estariam dissolvidos na solução e não depositados no fundo do sistema. 
O sistema foi aquecido em banho de água quente e, à medida que a temperatura aumentava, era possível observar que o sólido em corpo em fundo solubilizava-se no sistema. Supõe-se que o aquecimento do sistema está diretamente relacionado com a velocidade de dissolução do sal na água. Com o aumento da temperatura, tanto os íons do nitrato de potássio quanto as moléculas de água, ficam com uma maior energia cinética, propiciando enfraquecimento nas atrações intermoleculares entre suas partículas e, então, aumenta a velocidade de difusão do soluto através da solução até ser atingida a condição de solução saturada uniforme. [1] 
Posteriormente, a solução aquecida foi submetida a um banho de gelo, a fim de observar a formação de cristais no sistema. O banho de gelo é um sistema de resfriamento, isto é, um sistema que apresenta uma temperatura baixa. Os primeiros cristais foram observados a 8C e, ao final da sua formação, mediu-se novamente a temperatura, que estava a 10C. Dessa forma, a média da temperatura da recristalização foi 9C. A proposta elaborada para esses dados experimentais é que a diminuição da temperatura promoveu o encontro dos íons do nitrato de potássio (K+ e NO3-) que antes estavam hidratados em solução. A partir da força de atração entre essas partículas, os cristais (arranjo cristalino do sólido) foram formados. Observou-se, assim, que a solubilidade do nitrato de potássio decresce com a queda da temperatura.[1]
O gráfico curva de solubilidade do nitrato de potássio (em papel milimetrado) apresentou a variação do coeficiente de solubilidade em g/10g de água em função da temperatura (em graus Celsius) com a curva teórica e a curva experimental. Cada símbolo na curva de solubilidade representa uma solução saturada de nitrato de potássio em água, com a concentração mostrada pela ordenada (eixo Y) e a temperatura mostrada pela abcissa (eixo X). 
Na curva experimental, pode-se notar que três pontos não se encontram na curva, mas sim uma abaixo da curva e duas acima da curva. Propõe-se que o ponto abaixo da curva (14g a 77,5C) apresenta uma solução insaturada, isto é, a quantidade de soluto dissolvida na solução foi menor que a quantidade máxima, a qual é o seu coeficiente de solubilidade. Em contrapartida, os pontos acima da curva experimental (4g a 23C e 8g a 46C), representam soluções saturadas com corpo de fundo. Com base na curva teórica (Handbook), esperava-se que representassem soluções saturadas frente as suas respectivas temperaturas.[3] Fatores como cristalização rápida, quantidade adicionada de soluto em excesso ou falha na leitura das temperaturas são hipóteses levantadas que podem justificar essa observação. Os outros pontos que se encontram na curva experimental se aproximam bastante dos dados teóricos. No geral, os erros experimentais foram em torno de 1 a 2%.
Analisando as curvas no gráfico, é possível observar que o coeficiente de solubilidade do nitrato de potássio aumenta diretamente com o aumento da temperatura. E, caso a temperatura diminua, esse sal começará a se recristalizar, separando-se da solução. Enquanto o nitrato de potássio se cristaliza e a temperatura decresce, o restante da solução continua a ser saturada, embora ela contenha menos sal dissolvido, e a sua concentração é, a cada valor de temperatura, o valor especificado na curva de solubilidade. [1]
1.2. PARTE 2: Purificação de uma amostra de KNO3
Fora dissolvido aproximadamente 10g de KNO3 impuro, sendo este 9g de KNO3 e 1,03g de Cu(NO3)2, em aproximadamente 10,32 mL de água. Observou-se que aparentemente quase todo o solido foi dissolvido, ficando apenas alguns resquícios de solido no fundo do béquer, que foi levado a um banho maria, completando assim a dissolução. Propõe-se que esse sólido que havia ficado no fundo no béquer sejam as impurezas de Cu(NO3)2 que se dissolvem á uma temperatura muito maior.
A próxima etapa da recristalização foi a filtração simples a quente a fim de evitar que houvesse uma troca de energia entre funil e solução e a mesma, ao ser resfriada pela parede do funil tivesse um uma reorganização de suas partículas tendo uma recristalização precoce. 
Após a solução ser filtrada com o auxilio de um papel defiltro pregueado, para que a mesma efetivasse sua filtração rapidamente, a solução foi recolhida em um erlenmeyer e deixada em repouso até que esfriasse a uma temperatura aproximada da ambiente, com um vidro de relógio disposto em cima do erlenmeyer. Esse procedimento foi realizado para que não houvesse nenhuma perturbação do sistema, possibilitando assim a formação de cristais grandes e bem definidos. Caso este sistema sofresse qualquer perturbação isso poderia acarretar na formação de um solido amorfo, com prováveis impurezas em sua estrutura. [2]
Os primeiros cristais foram observados após algum tempo, segundo o principio de Le Chatelier ao aumentar a temperatura de um sistema o equilíbrio é deslocado, aumentando no sentido ao qual favorece a dissolução do sólido, e assim, quando o mesmo é resfriado o equilíbrio é restabelecido como de inicio a temperatura ambiente, sendo assim sucedida a recristalização do sólido.[1] Pode-se ainda dizer que a energia fornecida anteriormente conferindo as interações ao solvente-soluto foram diminuídas devido a diminuição de temperatura, sendo assim houve uma reorganização das partículas favorecendo a formação de cristais. [2]
Após a formação de cristais, realizou-se a filtração a vácuo para separar os cristais da água mãe de recristalização, ou seja, do solvente e das impurezas. Os mesmos foram lavados com porções frias do solvente a fim de que ficassem livres de quaisquer impurezas. E logo após pesou-se os cristais.
2. Conclusão:
Conclui-se que é possível notar a variação da solubilidade com a temperatura, assim como separar componentes de uma mistura pela técnica de recristalização em função da solubilidade. Desta forma, pode-se compreender que os objetivos foram alcançados com sucesso.
Referências
[1]. QUAGLIANO; J.V; Quimica; editora Guanabara Koogan S.A; Rio de Janeiro; 1973.
[2]. BROWN, L e co. Química, a ciência central, São Paulo: Pearson/Prentice Hall, 2005.
[3] PERRY, R e co: Manual de Engenharia Química; tradução: Horácio Macedo e outros-; Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1986