Prática 4-

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<p>DADOS OBTIDOS</p><p>Para este experimento, 20 gramas de KNO3 foram colocados em um tubo de ensaio e após foi adicionado 15 mL de agua destilada. Posteriormente o tubo foi aquecido em agua previamente aquecida(até 85º C) e o seu conteudo agitado até todo o KNO3 ser dissolvido.</p><p>Entao o volume da solução de KNO3 foi medido, e após a retirada do tubo do banho de agua para esfriamento, foi anotado a temperatura em que apareceram os primeiros cristais na solução.</p><p>Estes dados estao demonstrados na tabela 1 a seguir:</p><p>Volume (mL)</p><p>Temperatura (°C)</p><p>24</p><p>67</p><p>29</p><p>56</p><p>33</p><p>48</p><p>37</p><p>42</p><p>41,5</p><p>38</p><p>46</p><p>34</p><p>Tabela 1</p><p>Resultados</p><p>5.1 Com os valores medidos de temperatura (Kelvin) e solubilidade (mol/litro) construir, mostrando todos os cálculos, uma tabela com os seguintes dados:</p><p>V / mL</p><p>T / K</p><p>s / (mol.L-1)</p><p>Kps</p><p>ΔGodissolução(KJmol-1)</p><p>ΔHodissoluçao (KJmol-1)</p><p>ΔSodissolução (JKmol-1)</p><p>24</p><p>340</p><p>8,243</p><p>67,947049</p><p>- 11,925333</p><p>34,887</p><p>0,138</p><p>29</p><p>329</p><p>6,822</p><p>46,539684</p><p>- 10,504410</p><p>31,993</p><p>0,129</p><p>33</p><p>321</p><p>5,995</p><p>35,940025</p><p>- 9,559224</p><p>28,367</p><p>0,118</p><p>37</p><p>315</p><p>5,346</p><p>28,579716</p><p>- 8,780412</p><p>32,110</p><p>0,129</p><p>41,5</p><p>311</p><p>4,767</p><p>22,724289</p><p>- 8,076121</p><p>46,680</p><p>0,176</p><p>46</p><p>307</p><p>4,301</p><p>18,498601</p><p>- 7,447119</p><p>35,285</p><p>0,139</p><p>Tabela 2</p><p>A seguir está demonstrado como a tabela 2 foi construida.</p><p>1- Conversão de Temperatura (°C para K)</p><p>T(K)=T(°C)+273</p><p>2- Solubilidade (mol/L)</p><p>Para calcular a solubilidade, vamos considerar a quantidade de KNO3 dissolvido (20 g) e o volume da solução.</p><p>Massa molar do KNO3 = 101.1 g/mol</p><p>Para o cálculo da solubilidade é utilizada a seguinte fórmula</p><p>s(mol/L)(1) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,024 L)] = 8,243 mol/l</p><p>s(mol/L)(2) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,029 L)] = 6,822 mol/l</p><p>s(mol/L)(3) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,033 L)] = 5,995 mol/l</p><p>s(mol/L)(4) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,037 L)] = 5,346 mol/l</p><p>s(mol/L)(5) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,0415 L)] = 4,767 mol/l</p><p>s(mol/L)(6) = 20(g) / [(101,1 g/mol) x (0,046 L)] = 4,301 mol/l</p><p>3- Produto de solubilidade Kps</p><p>Para o cálculo da constante é utilizada a seguinte fórmula</p><p>Kps(1)= (8,243)2 = 67,947049</p><p>Kps(2)= (6,822)2 = 46,539684</p><p>Kps(3)= (5,995)2 = 35,940025</p><p>Kps(4)= (5,346)2 = 28,579716</p><p>Kps(5)= (4,767)2 = 22,724289</p><p>Kps(6)= (4,301)2 = 18,498601</p><p>4- ΔG da dissolução</p><p>A relação entre ΔG e Kps é dada pela seguinte equação:</p><p>ΔGodissolução(1) = -(8,314 x 340) ln(67,947049) = - 11,925333 KJ/mol</p><p>ΔGodissolução(2) = -(8,314 x 329) ln(46,539684 ) = - 10,504410 KJ/mol</p><p>ΔGodissolução(3) = -(8,314 x 321) ln(35,940025 ) = - 9,559224 KJ/mol</p><p>ΔGodissolução(4) = -(8,314 x 315) ln(28,579716 ) = - 8,780412 KJ/mol</p><p>ΔGodissolução(5) = -(8,314 x 311) ln(22,724289) = - 8,076121 KJ/mol</p><p>ΔGodissolução(6) = -(8,314 x 307) ln(18,498601) = - 7,447119 KJ/mol</p><p>5- Regressão linear para determinar ΔH e ΔS</p><p>Pela equação de van't Hoff temos que</p><p>Além disso, a relação entre ΔGodissolução​, ΔHodissolução e ΔSodissolução é dada por</p><p>ΔHodissolução (x) = R x ln(K2/K1) / [(1/T1) - (1/T2)]</p><p>ΔHodissolução (2) = 8,314 x ln(46,539684 / 67,947049) / [(1/340) - (1/329)] = 31,993 KJ/mol</p><p>ΔHodissolução (3) = 8,314 x ln(35,940025 / 46,539684) / [(1/329) - (1/321)] = 28,367 KJ/mol</p><p>ΔHodissolução (4) = 8,314 x ln(28,579716 /35,940025) / [(1/321) - (1/315)]= 32,110 KJ/mol</p><p>ΔHodissolução (5) = 8,314 x ln(22,724289 / 28,579716) / [(1/315) - (1/311)] = 46,680 KJ/mol</p><p>ΔHodissolução (6) = 8,314 x ln(18,498601 / 22,724289) / [(1/311) - (1/307)] = 35,285 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução = ΔHodissolução - ΔGodissolução / T</p><p>ΔSodissolução (01) = 34,887 - ( - 11,925333) / 340 = 0,138 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução (02) = 31,993 - ( - 10,504410) / 329 = 0,129 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução (03) = 28,367 - ( - 9,559224) / 321 = 0,118 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução (04) = 32,110 - ( - 8,780412) / 315 = 0,129 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução (05) = 46,680 - ( - 8,076121) / 311 = 0,176 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução (06) = 35,285 - ( - 7,447119) / 307 = 0,139 KJ/mol</p><p>Gráfico 1</p><p>Observação: apenas os pontos em azul no gráfico demonstram dados coletados durante o experimento.</p><p>5.2 Os valores experimentais para a dissolução de KNO3(s) a 25°C são ΔH= 34,9kJ/mol o ΔS°= 0,116kJ/mol. Compare seus resultados obtidos através da regressão linear com os experimentais.</p><p>valores obtidos:</p><p>ΔHodissolução = 34,887 KJ/mol</p><p>ΔSodissolução = 0,138 KJ/mol</p><p>pelos valores obtidos é possível ver que houve uma uma certa quantidade de erro, mas os valores obtidos são proximos dos experimentais que eram esperados.</p><p>5.3 Explique, em termos de potencial químico, por que em certa temperatura o KNO3 “escapa” da solução líquida para a fase sólida.</p><p>Quando a temperatura de uma solução de KNO3 é reduzida, o potencial químico do KNO3 na solução diminui. A uma certa temperatura, o potencial químico do KNO3 na solução se torna igual ao potencial químico do KNO3 na fase sólida, iniciando a cristalização. A cristalização ocorre porque o sistema tende a minimizar a energia livre de Gibbs, e a formação de cristais reduz a energia livre do sistema a essa temperatura.</p><p>5.4 O equilíbrio de dissolução do KNO3(s) é fundamentalmente direcionado pela entalpia ou pela entropia do processo? Explique sua resposta.</p><p>O equilíbrio de dissolução do KNO3 é fundamentalmente direcionado pela entropia do processo. Embora a dissolução seja endotérmica (absorve calor), a grande entropia positiva indica que a dissolução é favorecida devido ao aumento da desordem no sistema. Em temperaturas mais altas, o termo TΔS∘ se torna mais significativo, tornando ΔG∘ negativo e, portanto, favorecendo a dissolução.</p><p>Portanto, mesmo que o processo de dissolução requeira energia (entalpia positiva), a entropia positiva tem um papel predominante em direcionar o equilíbrio de dissolução, especialmente a temperaturas mais altas.</p><p>5.5 Explique a diferença entre entalpia de dissolução, entalpia de rede e entalpia de solvatação para um composto iônico.</p><p>Diferença entre entalpias:</p><p>· Entalpia de Dissolução: Energia associada à dissolução do soluto no solvente.</p><p>· Entalpia de Rede: Energia necessária para separar um sólido iônico em seus íons constituintes no estado gasoso.</p><p>· Entalpia de Solvatação: Energia liberada quando íons gasosos são solvatados por moléculas de solvente.</p><p>Cada uma dessas entalpias descreve diferentes aspectos do processo de dissolução e interação entre os íons e o solvente.</p><p>image6.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image1.png</p><p>image3.png</p><p>image2.png</p><p>image7.png</p>