Entalpia de Dissolução - Cópia

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Introdução
O calor de dissolução representa a variação de entalpia que resulta da formação de uma solução de concentração especificada, a partir de 1 g/mol do composto, e o número de g/mol de água líquida. Com estes dados pode calcular-se o calor total de formação de uma substância dissolvida. 
Quando duas ou mais substâncias puras são misturadas formando um gás ou uma solução líquida, observa-se, com frequência, absorção ou evolução de calor no ato da mistura. Tal solução seria denominada uma solução real. O calor total de uma mistura deve ser determinado experimentalmente, porém pode ser obtido de resultados experimentais tabelados, caso estes dados sejam disponíveis. A este tipo de variação de energia foi dado o nome de calor de solução, quando uma substância dissolve outra (calor de dissolução).
	Nosso objetivo e construir a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água (KNO3) colocando na ordenada a solubilidade e na abscissa as temperaturas a fim de determinar H°diss e sua temperatura padrão de fusão. Temos que .
Como a concentração do sólido é constante, K= [KNO3]dissolvido..
Termodinamicamente, a constante de equilíbrio é dada em função da energia livre de Gibbs:
Onde é a entalpia padrão da dissolução, é a entropia padrão da dissolução, T é a temperatura absoluta em que a dissolução ocorre e R é a constante dos gases. Aplicando esta equação a duas temperaturas, T1 e T2, tem-se: 
Onde x1 e x2 são as frações molares do KNO3 nas soluções saturadas, às temperaturas T1 e T2, respectivamente. Deste modo, a determinação da fração molar do KNO3 a duas temperaturas permite determinar a entalpia padrão de dissolução.
Procedimento
Tínhamos seis tubos de ensaio numerados e já preparados, com a quantidade de KNO3 indicada na tabela 1. Com os tubos vedados aquecemo-los até que todo sal fosse dissolvido. Retiramos os tubos do banho e continuamos a agita-lo até a aparição de uma leve turvação, anotamos as temperaturas T1 neste instante. Retornamos os tubos para o banho, agitando as soluções, anotamos a temperatura T2 no momento em que desapareceu a turvação em cada tubo. Ver tabela 1.
Tabela 1: Dados experimentais.
	g KNO3/ 100,00mL de água 
	 g KNO3/ 5,00mL de água 
	
	T1 / °C 
	T2/ °C 
	Tm / °C 
	73,0 3,90
	3,90 46,0
	46,0 46,0
	90,0 4,50 
	 51,8
	 52,0 51,9
	110,0 5,50
	 59,9
	 60,0 59,9
	140,0 7,00
	 82,0
	 72,0 77,0
	169,0 8,45
	 87,0
	 80,0 83,5
	190,0 9,50
	 90,0
	 90,0 90,0
Cálculo das frações molares, temos que:
Xágua= , logo: x2 =
XKNO3 = 0,0390 X2 = 0,123
XKNO3 = 0,0445 X2 = 0,138
XKNO3 = 0,0544 X2 = 0,164
XKNO3 = 0,0693 X2 = 0,199
XKNO3 = 0,0837 X2 = 0,231
XKNO3 = 0,0940 X2 = 0,253
Gráfico 1: Curva de solubilidade do Nitrato de Potássio em água.
Temos,
Y = A + Bx
ln x2 = - 
ln x2 = (-1843,9 ± 83,3)T-1 + (3,7± 0,2)
Entalpia de dissolução do KNO3 : = B
 = (-1843,9± 83,3)
-diss = (-1843,9 ± 83,3)K x (8,3145 J.K-1.mol-1 )
diss = (15331,1 ± 692,6) J.mol-1
Temperatura de fusão do KNO3: B = A
T1 = B/A
T1 = 499,2 K = 225,95°C
Conclusão
Podemos concluir que de acordo com o aumento da temperatura mais rápido ocorre a dissolução do KNO3. Portanto a curva do gráfico de ln x2 pelo inverso da temperatura é decrescente. Sabemos que o ponto de fusão do KNO3 é em 334°C, logo obtivemos um erro de:
32 %
O abaixamento do ponto de fusão do KNO3 é devido à propriedade coligativa, Abaixamento Crioscópico, esse fenômeno no qual o ponto de fusão ou solidificação de um líquido  (um solvente) é abaixado quando outro composto é adicionado, significando que uma solução tem um ponto de solidificação mais baixo que um solvente puro. Isto ocorre sempre que um soluto é adicionado a um solvente puro, tal como a água que foi o solvente usado. Com isso concluímos que a experiência foi realizada com sucesso.
Referências
Apostila do Laboratório de Termodinâmica Química
Castellan, Gilbert; Fundamentos de Físico-Química, Rio de Janeiro, LTC, 1986.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Crioscopia