SOLUBILIDADE

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
FORMAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA
RELATÓRIO I
SISTEMAS BINÁRIOS
ESTUDOS DO EQUILÍBRO SÓLIDO-LÍQUIDO
	
 NATAL, RN
2014
COMPONENTES DO GRUPO:
LARISSA TERTULINO DE OLIVEIRA
MATEUS DE SOUZA BURITI 
RAISSA HENRIQUE SILVA
WALESKA RÚBIA DE QUEIROZ PEGADO
RELATÓRIO I
SISTEMAS BINÁRIOS
ESTUDOS DO EQUILÍBRO SÓLIDO-LÍQUIDO
Relatório apresentado ao componente curricular de termodinâmica experimental I para obtenção de nota da 1° unidade.
Professor: Carlson 
NATAL, RN
2014
Sumário
1. Introdução 04
2. Objetivo 04
3. Fundamentação teórica 04
4. Materiais e métodos 04
5. Resultados e discussões 05
6. Conclusão 08
7. Referências 09
 
 1.Introdução
 Para um melhor entendimento, podemos explicar a solubilidade como a capacidade que uma substância tem de se dissolver espontaneamente em outra, sendo esta denominada solvente e aquela denominada soluto. A mistura homogênea dessas soluções também é conhecida como solução. Um exemplo bem comum de uma solução é quando colocamos uma quantidade aceita de sal de cozinha em água.
 Foi dito quantidade aceita, porque em toda solução existe um coeficiente de solubilidade, que é o valor máximo de dissolução de um soluto em um solvente a uma dada temperatura. Sendo assim as soluções possuem algumas classificações:
Solução insaturada = Quando a quantidade de soluto está extremamente dissolvida no solvente, ou seja, quando a quantidade de soluto se encontra distante do coeficiente de solubilidade.
Solução saturada = Quando a quantidade de soluto é igual ao coeficiente de solubilidade.
Solução supersaturada = Quando a quantidade de soluto ultrapassa o valor do coeficiente de solubilidade. A partir de então, o sistema começa a ser heterogêneo com duas fases visíveis (solução binária).
Objetivo
 Através do estudo de equilíbrio sólido líquido (ESL) de um sistema binário (água + cloreto de potássio) pelo método de termometria quase-isotérmica, obter os diagramas de solubilidade. 
Fundamentação teórica
 Uma solução com uma concentração limite de soluto é dada como saturada, qualquer soluto a mais torna a solução supersaturada e a mistura além de ficar sendo heterogênea, o sistema estará em um estado estacionário, já que a solubilidade não varia mais com o tempo. Quando a solução se torna supersaturada, se faz necessário a diluição do soluto ainda não dissolvido.
 Enquanto a dissolução é o fato de uma determinada concentração conseguir se dissolver em um solvente, a diluição é o acréscimo de solvente com o objetivo de diminuir a concentração da solução.
 Para um melhor estudo acerca dessas operações relatadas acima em uma solução é usado o método da termometria quasi-isotérmica que nos mostra os efeitos térmicos, mediante a uma ou mais fases que surgem ou desaparecem. Nesse método o que importa é a variação da propriedade física da solução e não há uma preocupação com a natureza dessas fases variantes, sendo o método assim, caracterizado como sintético.
Materiais e métodos
 4.1 - Aparelhos e vidrarias utilizados 
Figura 1 – Desenho ilustrativo do sistema experimental completo.
 Além dessa aparelhagem completa, foi necessário o uso da balança e de tubos de ensaio.
4.2 - Procedimento experimental
 Para uma massa total de aproximadamente 8,0 gramas:
 Foram preparadas 3 misturas com cerca de 35% (2,8 g) de KCl e 65% (5,2 g) de H2O para que o experimento seguinte fosse realizado a temperaturas aproximadas de 25 ᵒC, 30 ᵒC e 35 ᵒC. E para os três testes experimentais, a vazão usada foi de 0,8 ml/min.
Para uma temperatura de aproximadamente 25 ᵒC:
 Foi pesado a massa de 2,8120 g de KCl e 5,2442 g de H2O, totalizando uma massa de g de solução. Foi colocado aproximadamente 5 ml de água na camisa do reator a fim de favorecer a área de troca térmica banho-mistura, a célula com a solução e o agitador magnético foi inserido no reator, o banho termostático foi ligado a uma temperatura de 25 ᵒC e a bureta automática foi acionada no experimento. Quando se obteve uma temperatura constante (por mais de 2 min) aproximada de 25 ᵒC (mais precisamente 24,9 ᵒC), as medidas da temperatura para o tempo foram feitas para um estudo do comportamento térmico das soluções. 
Para uma temperatura aproximada de 30 ᵒC: 
 O mesmo procedimento foi feito com as diferenças que banho termostático foi ligado a uma temperatura de 30 ᵒC, as massas pesadas do soluto foram de 2,8037 g e do solvente 5,2436 g e a temperatura foi constante a 30,1 ᵒC, para que então os dados fossem medidos e analisados. 
Para uma temperatura aproximada de 35 ᵒC:
 Praticamente o mesmo procedimento foi feito, com as diferenças que ajuste termostático foi de 35 ᵒC, as massas pesadas do soluto e do solvente foram respectivamente, 2,8184 g e 5,2180 g e a temperatura foi constante a 34,9 ᵒC.
Resultados e discussões
Solução aquosa de KCl a 25°C
 Os dados experimentais obtidos foram plotados em gráfico com o auxílio do Software Excel®, e o que se obteve foi o gráfico abaixo:
 Figura 1 – Dissolução do KCl à uma temperatura de 25°C
 O gráfico representa a dissolução do sal e a diluição da solução respectivamente. O software forneceu duas equações da temperatura em função do tempo, essas que se forem igualadas mostram o tempo do dissolução do último grão de sal. A primeira equação relaciona o a temperatura e o tempo no momento da dissolução, assim temos:
 T(°C) = -0,0046t + 24,693
 Já a segunda equação relaciona a temperatura e o tempo no momento da diluição:
 T(°C) = 0,0051t + 23,089
 Se igualarmos as equações, temos aproximadamente t = 165,36 s ou 2,76 min, com o tempo já calculado, é possível calcular o volume de água utilizado pela fórmula da vazão, que em nosso experimento foi 0,8 mL/min. Assim obtemos, o volume de 2,208 mL.
 A densidade da água à 25°C é de 1,00 g/mL, pode-se descobrir a massa desse volume usado acima que foi de 2,208 g e já que a massa pesada foi de 5,2442 g, temos como massa final de água necessária para a dissolução total do sal o somatório dessas, que foi de 7,452 g. 
 Se dividirmos a massa pesada do sal pela massa total de água, é possível se obter a solubilidade do sal à essa temperatura, que é no caso de aproximadamente 0,3773 ou 37,73%.
Solução aquosa de KCl à 30°C:
O gráfico obtido para essa temperatura foi o que segue,
 
 Figura 2 – Dissolução do KCl à 30°C 
 Temos como equação da dissolução do sal,
 T(°C) = -0,0069t + 29,795
 E para a equação da diluição da solução,
 T(°C) = 0,0050t + 27,958
 Calculando o tempo em que o último grão de sal foi dissolvido, foi de t = 154,37 ou 2,57 min. Por uma mesma vazão de 0,8 mL/min, temos o volume usado na solução de 2,056 mL. 
 A densidade da água à 30°C é de 0,99567 g/mL assim a massa de água usada foi de 2,0470 g e consequentemente a massa total foi esta somada a massa pesada de 5,2180 g, que foi igual a 7,2650 g. Pode-se então calcular a solubilidade que foi 2,8037 divididopela massa total, logo foi de 0,3859 ou 38,59%.
Solução de KCl à 35 °C
 O gráfico obtido a essa temperatura foi, 
 Figura 3 – Dissolução do KCl a 35 °C
 A equação da dissolução foi, 
 T(°C) = -0,0098t + 34,732
 E a equação da diluição foi, 
 T(°C) = 0,0035t + 32,974
 Calculamos o tempo em que o último grão de sal foi dissolvido foi de 
t = 132,18 s ou de 2,20 min. Calculando o volume pela vazão (que é a mesma dos procedimentos nas outras temperaturas), temos então 1,762 mL de água usado nesse procedimento. Como a densidade nessa temperatura é aproximadamente a mesma da temperatura de 30 °C e efetuando o mesmo cálculo para a massa final de água, tem-se 6,972 g. Calculando assim a solubilidade é obtido o valor de 0,4042 ou 40,42%. 
Comparando as 3 temperaturas:
	T (°C)
	Cexp (%)
	25
	37,73
	30
	38,59
	35
	40,42
 
 
 Se os dados fossem comparados com os dados tabelados pela ciência, seria obtido desvios aceitáveis. É possível a percepção que a dissolução do KCl é de natureza endotérmica, visto que com o aumento da temperatura a solubilidade também aumenta.
Conclusão
 O resultados obtidos foram satisfatórios, já que foram próximos dos resultados calculados e evidenciaram a natureza endotérmica da dissolução. Sendo assim o método de termometria quase-isotérmica é um bom método de caracterização de solução. 
Referências 
Procedimento experimental. Disponível nas aulas de termodinâmica experimental.