RELATÓRIO - Determinação de funções termodinâmicas

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Introdução
 Termodinâmica baseia-se na transformação de uma forma de energia para outra e transferida de um local para outro, como exemplo pode-se salientar a energia elétrica, que pode ser produzida em uma estação de energia, porém é usada em um processo industrial (ATKINS, 2001).
 A solubilidade é caracterizada como a quantidade máxima de um soluto que pode ser dissolvida em um determinado volume de solvente. Pode ser classificada como saturada (quantidade de soluto igual à de solvente), insaturada (quantidade de soluto inferior à de solvente) e supersaturada (quantidade de soluto superior a de solvente) (ATKINS, 2007).
Figura 1: solubilidade; FELTRE,2004.
 A dissolução é um processo onde ocorre a dispersão de um soluto num solvente que forma uma solução. Nesse processo as partículas de soluto têm interação com as do solvente.
Ex: KNO3 (s) + H2O(l) ---------- K+ (aq) + KNO-3 (aq)
 A constante de equilíbrio tem seu valor relacionado às espécies de reagente e produto no momento que ocorre o equilíbrio. Ela é diretamente proporcional a concentração do reagente.
aA + bB → cC + dD
v = k . [A]α.[B]β
v = velocidade da reação;
k = constante característica de cada reação;
α e β = expoentes que são determinados experimentalmente.
 Curvas de solubilidade são os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura ( FELTRE, 2004).
Figura 2: Curva de solubilidade; Fonte: FELTRE,2004.
 As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções de sólidos em líquidos, pois nesse caso a temperatura é o único fator físico que influi perceptivelmente na solubilidade. Damos a seguir mais alguns exemplos de curvas de solubilidade de substâncias sólidas em água ( FELTRE, 2004).
Figura 3: Curva de solubilidade; Fonte:Feltre,2004
 Como podemos verificar no gráfico ao lado, para a maior parte das substâncias, a solubilidade aumenta com a temperatura; isso em geral ocorre quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). Pelo contrário, as substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quentes ( FELTRE, 2004).
 Produto de solubilidade (KPS) é o produto das concentrações em mol/L dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada à potência igual ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica correspondente ( FELTRE,2004).
 Quase todos os sais pouco solúveis encontram-se essencial e totalmente dissociados em soluções aquosas saturadas. Por exemplo, quando um excesso de iodato de bário está em equilíbrio com a água, o processo de dissociação é descrito de forma adequada pela equação
Figura 4: Equilíbrio; Fonte: SKOOG,2006
Usando a Equação escrevemos
Figura 5: Equação Kps; Fonte: SKOOG,2006.
 O denominador representa a concentração molar de Ba(IO3)2 no sólido, que é a fase que está separada mas em contato com a solução saturada. A concentração de um composto em seu estado sólido é, contudo, constante. Em outras palavras, o número de mols de Ba(IO3)2 dividido pelo volume do Ba(IO3)2 sólido é constante, independentemente do excesso de sólido presente. Portanto, a equação anterior pode ser reescrita na forma ( SKOOG, 2006).
Figura 6 : Kps; Fonte: SKOOG,2006.
 Entende-se por entalpia a quantidade de energia armazenada em cada substância que será alterada no momento em que ela esteja envolvida em uma reação (Lima, 2014).
 Logo, entende-se por entropia a grandeza termodinâmica que mede a desordem de um sistema em qualquer processo espontâneo (Lima, 2014).
 A energia livre, também conhecida como Energia de Gibbs, é definida como uma função de estado, onde se aplica como um critério de equilíbrio aplicado a qualquer espécie de processo, mensurando a diferença entre energias molares de produtos e reagentes (ATKINS, 2001).
 A energia livre de Gibbs está relacionada com a segunda lei da termodinâmica, onde Gibbs explica que um processo químico espontâneo (a energia não é criada e nem destruída em nenhum momento do processo), ela libera uma certa energia. Com isso, foi criado o cálculo de energia de Gibbs:
ΔG = ΔH – T. ΔS
ΔG = Variação da energia livre de Gibbs
ΔH = Variação da entalpia do sistema
ΔH = Variação da entropia do sistema
T = Temperatura do sistema
Objetivo 
Calcular várias funções termodinâmicas (ΔH, ΔS e ΔG) a partir de um simples processo de dissolução.
Metodologia 
Material necessário:
● 1 Proveta de 25 mL; 
● Pipetas de 1 e 10 mL; 
● Pêra de sucção;
● 05 Tubos de ensaio; 
● Bastão de vidro ou fio de cobre;
● 1 Béquer;
● 1 Suporte universal;
● 1 Tripé;
● 1 Tela de amianto;
● 1 Bico de Bunsen;
● Balança digital;
● Água destilada;
● Água torneiral;
● Nitrato de Sódio (NaNO3);
● 2 Termômetros (0-100°C ± 0,5°C).
Método:
 Na balança, pesou-se 10g de nitrato de sódio (NaNO3) e transferiu-o para um tubo de ensaio, após a transferência foram adicionados 7 mL de água destilada ao tubo no primeiro momento, aquecendo-o em banho Maria e agitando com o fio de cobre até completar a dissolução do sal, além de monitorar a temperatura da solução de Nitrato com o auxílio de um termômetro, observando-se a que temperatura o sal solubiliza. Após isso, removeu o tubo com a solução do banho Maria e deixou esfriar, agitando levemente a solução. Aos sinais de aparecimento dos primeiros cristais na solução, foi anotado a temperatura e foram adicionados mais 1mL de água destilada a solução é aquecida até completar a dissolução. Esse ciclo foi repetido por mais quatro vezes, adicionando sempre 1,0 mL de água no tubo.
Resultados e discussão
 A tabela 1 abaixo apresenta as temperaturas e Volumes observados durante o experimento.
Tabela 1: Temperaturas e Volumes
	TEMPERATURA (°C)
	TEMPERATURA (K)
	VOLUME (L)
	71
	344
	0,0115
	58
	331
	0,0125
	45
	318
	0,0135
	30
	303
	0,0145
	20
	293
	0,0155
 Com os resultados obtidos experimentalmente foi possível calcular K e o ∆G de cada temperatura como é demonstrado a seguir:
1. Calcular K da equação e ∆G para cada temperatura 
NaNo3 = 10g
MM= 84,99 g/mol
S1= 10/ 84,99 . 0,0115 = 0,00135 mol/L
S2= 10/ 84,99 . 0,0125 = 0,00147 mol/L
S3= 10/ 84,99 . 0,0135 = 0,00159 mol/L
S4= 10/ 84,99 . 0,0145 = 0,00171 mol/L
S5= 10/ 84,99 . 0,0155 = 0,00182 mol/L 
Para cada valor temos K igual a:
Tabela 2: Valores de K
	S (mol/L)
	K= S2
	1,35 x 10-3
	1,82 x 10-6
	1,47 x 10-3
	2,16 x 10-6
	1,59 x 10-3
	2,49 x 10-6
	1,71 x 10-3
	2,92 x 10-6
	1,82 x 10-3
	3,31 x 10-6
Para calcular o ∆G° usa-se a fórmula ∆G°= -RT ln K
R = 1,987 cal . K-1. mol-1
∆G° 1= -1,987 . 344 . ln ( 1,82 x 10-6)
∆G°1= 9033,96 cal/mol 
∆G°2= -1,987 . 331 . ln ( 2,16 x 10-6)
∆G°2= 8579,92 cal/mol 
∆G°3= -1,987 . 318 . ln ( 2,49 x 10-6)
∆G°3= 8153,11 cal/mol 
∆G°4= 1,987 . 303 . ln ( 2,92 x 10-6)
∆G°4= 7672,62 cal/mol 
∆G°5= 1,987 . 293 . ln ( 3,31 x 10-6)
∆G°5= 7346,41 cal/mol 
 Tabela 3: Valores de ∆G
	∆G° = -RT ln K ( cal/mol)
	∆G° = -RT ln K ( Kcal/mol)
	9033,96
	9,03396
	8579,92
	8,57992
	8153,11
	8,15311
	7672,62
	7,67262
	7346,41
	7,34641
2. Gráfico 1: Gráfico de ln(K) x 1/T
	1/T
	ln (K)
	2,9 x 10-3
	-13,22
	3,0 x 10-3
	-13,04
	3,1 x 10-3
	-12,90
	3,3 x 10-3
	-12,74
	3,4 x 10-3
	-12,62
Podemos definir a equação genérica da reta que é responsável por y= bx+a e podemos calcular como ∆H° = b.R, sendo R = 1,987 
∆H° = 1132,6 x 1,987
∆H° 2250,5 cal/ mol-1 ou 2,2505 Kcal / mol-1
3. Calcular o ∆S de cada temperatura 
∆s1 = 2250,5 cal/ mol-1 / 344 - 9033,96 cal/ mol / 344
∆s1 = -19,72
∆s2 = 2250,5 / 331 - 8579,92 / 331
∆s2 = -19,13
∆s3 2250,5 / 318 - 8153,11 / 318
∆s3 = -18,56
∆s4 = 2250,5 / 303 - 7672,62 / 303
∆s4 = -17,89
∆s5 = 2250,5 / 293 - 7346,41 / 293
∆s5 = - 17,39
 ∆s é a variação de entropia do sistema durante a reação. Como ∆s assume um valor negativo isso quer dizer que o sistema está ordenado, ou melhor organizado necessitando de maiortrabalho sobre ela para ser espontânea. 
Para comprovar os cálculos para os valores de ∆G pode utilizar a fórmula ∆G = ∆H - T∆s para cada temperatura e para cada ∆s.
∆G1 = 2250,5 - (344 x -19,72)
∆G1 = 9034,1
∆G2 = 2250,5 - (331 x -19,13) 
∆G2 = 8582,5
∆G3 = 2250,5 - ( 318 x -18,56)
∆G3 = 8152,6
∆G4 = 2250,5 - ( 303 x -17,89)
∆G4 = 7671,2
∆G5 = 2250,5 - ( 293 x -17,39)
∆G = 7345,8
Conclusão 
 Através do experimento realizado pode-se concluir que há uma relação entre a temperatura e a solubilidade de uma substância. Foi possível determinar experimentalmente o coeficiente de solubilidade do NaNO3 em diversas temperaturas através de cálculos matemáticos, e com tais dados, determinar a curva prática de solubilidade deste sal.
● Os valores obtidos são satisfatórios? 
 Sim, pois de acordo com os resultados encontrados, verificou-se que se aumentar a massa de NaNO3 aumenta-se também a temperatura de cristalização desta substância e consequentemente quanto menor é a temperatura, mais tempo levará para a solução cristalizar-se. O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica em que há absorção de calor, deslocando o equilíbrio químico para o lado dos reagentes. O contrário é visto quando se diminui a temperatura, deslocando o equilíbrio da reação para o sentido exotérmico. 
● Quais as possíveis fontes de erro ou limitações neste experimento? Para cada uma, tente dizer que efeito elas terão no resultado esperado dos experimentos. 
 Podem ter ocorrido erros das leituras, em relação a equipamentos mal calibrados ou desregulados e em relação à presença de interferentes nas soluções.
Referências bibliográficas 
ATKINS, Peter. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o Ambiente. Ed. Bookman, Porto Alegre, 2001.
ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos. 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2007. 
FELTRE, R. Química. Vol.2. São Paulo: Ed. Moderna, 2004 . 
LIMA, Andréia Alves de. Físico-Química. Ed. Pearson Education do Brasil, São Paulo, 2014.
SKOOG, D. A; et al. Fundamentos de química analítica. 8. Ed. São Paulo: Pioneira Thompson Learning, 2006.
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