RT02. SOLUBILIDADE DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS/ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
ANTONY DO CARMO CAMPANHOLE
KAROLINE PEREIRA MIOSSI
9.5
RELATÓRIO 02
SOLUBILIDADE DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS
ORIENTADOR: MARCOS BENEDITO JOSÉ GERALDO DE FREITAS
Vitória, Espírito Santo
18 de Setembro de 2017
1. OBJETIVO 
Neste experimento foi realizada a curva de solubilidade do KNO3 com Diferentes massas. Com esse trabalho construiu-se a curva de solubilidade de um sal em água em função da temperatura e assim poder aplicar princípios de solubilidade. 
 
2. INTRODUÇÃO
Quando um sólido se dissolve em um líquido há a formação de uma solução. Em solução, o composto que está em maior quantidade é chamado de solvente (ou dispersante) e o que esta em menor é chamado de soluto (ou disperso). As soluções podem ser classificadas quanto a quantidade de soluto dissolvido, como: saturada, insaturada ou supersaturada.[1]
O ponto de saturação de uma mistura é definido pelo coeficiente de solubilidade, que é a quantidade necessária de uma substância para saturar 100g de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo, dizemos que a substância é insolúvel naquele solvente.[2]
Em função do ponto de saturação, classificamos as soluções em: Insaturadas (contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade), saturadas (atingem o coeficiente de solubilidade) e as supersaturadas (ultrapassam o coeficiente de solubilidade).[3]
A curva de solubilidade de um determinado soluto está representada na figura 01. As curvas de solubilidade são diagramas que indicam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura. Por meio da análise desses diagramas, pode-se observar que a região abaixo da curva indica uma solução insaturada e acima da curva indica uma solução supersaturada. Enquanto a linha do gráfico indica uma solução saturada. [4]
Figura 1 Gráfico do coeficiente de solubilidade de um determinado soluto
Legenda do Grafico .........................................................adaptado de http://quimicaboulanger.blogspot.com.br/2011/02/2-ano-do-ensino-medio-coeficiente-de.html
A água é considerada o solvente universal e as soluções que contêm água como solvente são chamadas de soluções aquosas. O fato de a água ser considerada um solvente universal, entre outras razões, está relacionado a estrutura polar da sua molécula. Geralmente, um soluto se dissolve em um solvente que possui estrutura semelhante a ele. Por exemplo, solventes polares tendem a dissolver solutos polares ou iônicos, e solvente não polares (ou apolares) tendem a dissolver solutos não polares.[5]
Quando uma solução sólido-líquido atinge o coeficiente de solubilidade, chega-se a um equilíbrio em uma solução saturada. Contando que se mantenha a temperatura constante, o equilíbrio será mantido. Se o sistema for aquecido ou resfriado, os deslocamentos no equilíbrio em qualquer sentido devem absorver diretamente esta tensão. Considerando uma reação na qual o sentido direto é exotérmico e o inverso é endotérmico, se o sistema for aquecido, favorecerá o sentido inverso da reação, ou seja, o equilíbrio será deslocado para a direita. Caso resfriado, ocorre o inverso. Em geral, com o aumento da temperatura, os solutos se tornam mais solúveis em água. Entretanto, alguns não seguem essa teoria, como é o caso do sulfato de cério III, Ce2(SO4)3.[6]	Comment by w7: Esquerda = endotermico	Comment by w7: Qual teoriaSulfato de cério é exotermico
Uma solução química pode ser definida como uma mistura homogênea. Essa mistura pode ser entre um sólido e um líquido (sal e água ), entre líquidos (álcool e água), entre sólidos (ligas metálicas), entre gases (ar) e entre um gás e um líquido (refrigerante). Considerando soluções formadas por um sólido dissolvido num líquido, quando se faz esse tipo de mistura pode acontecer em alguns casos de a temperatura do sistema aumentar ou diminuir. Por exemplo, se misturado hidróxido de sódio (NaOH) em água, a temperatura da solução irá aumentar (esquentar). No entanto, se o soluto for a uréia (CH4N2O), a solução irá esfriar. Isso acontece porque a dissolução de um sólido num líquido ocorre em duas etapas. [7]
A primeira etapa é quando ocorre a quebra do retículo cristalino, ou seja, as moléculas do sólido se atraem eletrostaticamente formando aglomerados iônicos bem organizados, com formas geométricas definidas, denominados retículos cristalinos. Assim, ao ser adicionado num líquido para formar a solução, esse retículo é rompido. Para que isso ocorra é necessário receber certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia Reticular (Hret). Nesse caso, a entalpia ou energia global do sistema será sempre positiva, já que a entalpia final é maior que a inicial (H = Hfinal – Hinicial) e a temperatura do sistema diminui.[7]
Já aA segunda etapa é onde ocorre a interação entre partículas do soluto e do solvente. Se fosse apenas pela etapa anterior, a temperatura das dissoluções sempre deveria diminuir. Entretanto, depois que as partículas do sólido são separadas, ocorre a sua interação com as moléculas do solvente. Quando o solvente é a água, dizemos que ocorre uma hidratação em que o polo positivo da água (H+) interage com os íons de carga negativa do soluto, enquanto que o polo negativo da água (OH-) interage com os íons positivos do soluto. Para que essa interação ocorra é necessário liberar certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia de hidratação (Hhid). Visto que se perde calor, a temperatura do sistema aumenta e a entalpia é sempre negativa. [7]
O que vai determinar, então, se a temperatura do sistema irá diminuir ou aumentar será a somatória das entalpias reticular e de hidratação. Portanto, tem-se uma dissolução endotérmica (com absorção de calor e com diminuição da temperatura) se a quantidade de energia absorvida (entalpia reticular) for maior que a energia liberada (entalpia de hidratação). No caso de ocorrer o contrário, a energia absorvida for menor que a energia liberada, tem-se uma dissolução exotérmica, com o aumento da temperatura. [7]
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 INSTRUMENTOS
Tubos de ensaio;
Termômetro (xxx);
Béquer;
Chapa aquecedora;
Proveta;
Conta gotas;
Bastão de vidro;
Balança analíticas (precisão de 0,001g).
3.2 REAGENTES
Nitrato de Potássio sólido: KNO3(S);
Água destilada.
3.3 PROCEDIMENTOS
O experimento foi iniciado adicionando-se uma quantidade de água em um béquer e posto na chapa aquecedora. Medindo-se 5 mL de água destilada, com o auxilio da proveta, e colocando-o dentro de um tubo de ensaio. Depois pesou-se aproximadamente 2,000g de KNO3(S). Aferiu-se a temperatura da água antes da adição do soluto, logo em seguida foi feita a adição do mesmo e realizada a aferição da temperatura novamente. O tubo de ensaio foi posto dentro do béquer contendo água já aquecida para ser feita a dissolução do KNO3(S) na água por meio do “banho maria”. Com o auxilio do bastão de vidro foi realizado agitações periódicas na solução para acs dissolveru completamente o sólido. O tubo de ensaio foi retirado e aferiu-se a temperatura da solução. O termômetro foi deixado no tubo de ensaio para a aferição da temperatura na qual apareceu o primeiro sólido. 
O experimento foi realizado duas vezes para as seguintes massas de KNO3(S):: 2,000g, 3,000g, 4,000g, 5,00g e 6,000g. Após o término do experimento, anotou-se todas as temperaturas necessárias. Com os dados obtidos calculou-se a entalpia e foi construído o gráfico da curva de solubilidade do KNO3(S).
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Ao adicionar KNO3(S) no tubo contendo água destilada, observou-se a diminuição da temperatura da solução, indicando ser uma solução endotérmica. Esse ponto foi importante pois foi possível afirmar que aquecendo a solução, a solubilidade do sal analisado, na água, aumenta. Isso
ocorreu pois no processo de dissolução do sal, ele precisou de energia para romper as interações intermoleculares e intramoleculares. Essa energia foi retirada da água.
 A quantidade de 2,000g de KNO3(S) ficou bastante diluída na solução e foi necessário colocar o tudo de ensaio no banho de gelo para haver uma queda brusca na temperatura e assim chegar mais rápido na temperatura em que apareceu o primeiro cristal.
Para o cálculo da entalpia utilizou-se a fórmula:	Comment by w7: Numerar as equações
∆H=C (T final -T inicial) / n KNO3
O C (capacidade calorífica do calorímetro) foi calculado:
C = cm
C = c H2O x m H2O
C = 1cal/g°C x 5g
C = 5cal/°C
O n (quantidade de matéria) calculou-se a partir:
n KNO3 = m KNO3/ MM KNO3 
As temperaturas usadas foram a da água inicialmente e a depois da adição de KNO3 
A tabela 1 a seguir mostra a massa pesada, a quantidade de matéria, temperatura inicial, temperatura final e a entalpia da primeira vez em que foi realizado o experimento:
Tabela 1: Legenda
	Número da amostra
	Massa de KNO3 (g)
	Quantidade de matéria (mol)
	Temperatura incial (°C)
	Temperatura final (°C)
	Entalpia* (cal/mol)
	1
	2,004
	0,019
	24,0
	20,0
	1052,631
	2
	3,000
	0,029
	24,0
	18,0
	1206,896
	3
	4,004
	0,039
	24,9
	19,5
	692,307
	4
	5,007
	0,049
	24,0
	19,5
	459,183
	5
	6,002
	0,059
	25,5
	20,0
	466,101
Segue-se, abaixo, a tabela 2 com os dados do Cálculo da entalpia da repetição do experimento:
Tabela 2: Legenda
	Número da amostra
	Massa de KNO3 (g)
	Quantidade de matéria (mol)
	Temperatura inicial (°C)
	Temperatura final (°C)
	Entalpia* (cal/mol)
	6
	2,006
	0,019
	26,5
	20,0
	1710,527
	7
	3,001
	0,029
	25,0
	19,0
	1034,482
	8
	4,006
	0,039
	22,0
	19,5
	320,512
	9
	5,007
	0,049
	22,0
	18,0
	408,163
	10
	6,003
	0,059
	21,5
	18,0
	296,610
Com o resultado da entalpia de cada amostra, tirou-se a média
	Número da amostra
	Média da Entalpia* (cal/mol)
	1 e 6
	1381,578
	2 e 7
	1120,689
	3 e 8
	506,409
	4 e 9
	433,673
	5 e 10
	381,355
*O valor da Entalpia deu negativa, mas por conversão a reação é endoscopia (positivo)
O gráfico 1 de massa versus temperatura mostra a curva de coeficiente de solubilidade do KNO3 . Pode-se observar pelo gráfico que a reação é endotérmica. No experimento foi utilizado 5g de água, para a montagem realizou-se a conversão para 100g de água.
Gráfico 1Legenda
5. CONCLUSÃO
Analisa-se os dados do experimento em que no gráfico não apresenta uma curva igual da figura 1 (Introdução), fato que pode ser relacionado a possíveis erros de manuseio de equipamentos por parte do aluno ou materiais que não estão em estado de padronização.
X. Bibliografia	Comment by w7: Referencias incompletas
[4] http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/agua-solvente-universal/
[5] Química- A matéria e suas transformações. Brady, Russell, Holum. Volume 01
[6] http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/entalpia-solucao.htm