RELATÓRIO KPS

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Disciplina: Físico-Química II
Professor: André Von-Held Soares
 Equilíbrio de Solubilidade
Alunas: Eduarda Coutinho, Lorena Martins e Yasmin Silva.
Turma: Química 241
 Setembro de 2018
Introdução
A solução é uma mistura homogênea composta por soluto, a substância que se encontra em menor quantidade, e solvente, em maior quantidade. Existem substâncias muito solúveis, aquelas que se dissolvem no solvente, pouco solúveis, apresentam dificuldade de se dissolver no solvente e insolúveis, as que não se dissolvem no solvente. 
É muito importante saber quando uma substância se dissolve ou não dissolve (isto é, precipita) num sistema líquido. Podemos citar como exemplos: o excesso de fosfato de cálcio ou de oxalato de cálcio, existente no sangue, pode se depositar nos rins, formando os cálculos renais, que seria o precipitado; os medicamentos que ingerimos, via oral, são projetados para se dissolver seletivamente ou no estômago ou nos intestinos.
O produto de solubilidade (Kps) é uma constante de equilíbrio entre um sólido não dissolvido e seus íons e está diretamente relacionada com a solubilidade, quantidade de soluto dissolvida em determinado volume de solução. O estudo do Kps envolve um soluto pouco solúvel em solução, logo, quanto mais íons em solução, mais solúvel é a substância e maior o Kps e vice-versa. No caso dos sais, que não se solubilizam completamente, é porque as interações soluto-soluto são fortes, mesmo diante da interação com um solvente polar, para os ácidos e bases, a solubilidade é afetada pela presença de ácidos e bases no solvente, ou seja, do pH do solvente.
O equilíbrio de solubilidade deve respeitar a seguinte condição:
 MaAm(s) ↔ aMm+(aq) + mAa-(aq)
A expressão do produto de solubilidade é dada por:
Kps = [Mm+]a(aq) . [Aa-]m(aq) 
Os valores de Kps são determinados experimentalmente e são extremamente pequenos porque sempre se referem a eletrólitos poucos solúveis. Os valores também variam com a temperatura, se a dissolução for endotérmica a temperatura aumenta o que causa o aumento da solubilidade e, logo, o aumento do Kps, se a dissolução for exotérmica é o inverso.
Se o produto iônico for maior que o produto de solubilidade, em geral há precipitação. Podemos levar em consideração as seguintes afirmações: 
Produto iônico = Kps → solução saturada (é quando começa a precipitação);
Produto iônico < Kps → solução insaturada;
Produto iônico > Kps → ocorre precipitação até voltarmos à situação da solução saturada.
Objetivo
→ Estudar diferentes equilíbrios de solubilidade;
 → Determinar a constante de solubilidade para alguns sais;
 → Observar a solubilidade dos compostos e suas precipitações; 
→ Observar o efeito de perturbações externas.
Materiais e Reagentes
	 Materiais
	Argola
	Pinça para tubo de ensaio
	Bastão de vidro 
	Pipeta graduada de 1mL
	Béquer de 50mL
	Pipeta graduada de 5mL
	Bico de Bunsen
	Suporte universal
	Centrífuga
	Proveta de 10mL
	Espátula
	Proveta de 20mL
	Funil
	Tubo de centrífuga
	Estante pata tubos de ensaio
	Tubo de ensaio
	Papel de filtro
	Vidro de relógio
	 Reagentes
	Cloreto de Sódio (NaCl)
	Solução de Nitrato de Chumbo (Pb(NO3)2) 0,10mol
	Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) 0,10mol
	Solução de Nitrato de Prata (AgNO3)
	Solução de Iodeto de Potássio (KI) 0,20mol
	Solução de Oxalato de Sódio (Na2C2O4) 0,10mol
	Solução de Nitrato de Bário (Ba(NO3)2) 0,10mol
	Solução de Sulfeto de Sódio (Na2S) 0,10mol
	Solução de Cromato de Potássio (KCrO4) 0,10mol
	
Procedimento Experimental
2.1. Equilíbrio em Solução Saturada
 1. Foram adicionados 20,0mL de água destilada e pequena quantidade de NaCl em um béquer de 50,0mL. A solução foi homogeneizada completamente e, em seguida, foram adicionados 5,0mL de HCl concentrado. 
 2. Em outro béquer de 50mL contendo 20mL de água destilada, foi adicionado NaCl até que a solução atingisse saturação. Após isso, a solução foi filtrada e, ao filtrado, foram adicionados 5,0mL de HCl concentrado. 
2.2. Influência da concentração na precipitação
 1. Foram misturados 5,0mL de Pb(NO3)2 0,10 mol e 5,0mL de KI 0,20 mol em um tubo de ensaio.
 2. Foi adicionado 1,0 mL de Pb(NO3)2 0,10 mol em um tubo de ensaio, e em seguida, 9,0mL de água destilada e a solução foi homogeneizada completamente.
 3. Em outro tubo, foram adicionados 1,0mL de KI 0,20mol e 9,0mL de água destilada. Assim, novas concentrações de Pb(NO3)2 e KI foram obtidas. 
 4. Foram pipetados para um tubo 5,0mL da solução diluída de Pb(NO3)2 e 5,0mL da solução diluída de KI. 
 5. Em seguida, um terço do conteúdo foi transferido para um novo tubo de ensaio, o qual foi aquecido e depois deixado em repouso para resfriar.
 6. 1,0mL da solução diluída de Pb(NO3)2 foi pipetado para um tubo de ensaio e foram adicionados 9,0mL de água. O mesmo procedimento foi repetido com a solução diluída de KI.
 7. 5,0mL da nova solução diluída de KI foram retirados e misturados com 5,0mL da solução diluída de Pb(NO3)2. 
2.3. Precipitação fracionada
 2.3.1. Experiência 1 
 1. Em um tubo de ensaio foi adicionado 1,0mL de NaCl 0,10mol e 1,0mL de K2CrO4 em outro. Em seguida, foram adicionadas gotas de AgNO3 em cada tubo e os resultados obtidos foram anotados. 
 2. Em outro tubo de ensaio foram misturados 1,0mL de NaCl 0,10mol e 1,0 mL de K2CrO4 0,10mol. Em seguida, foi adicionado AgNO3 gota a gota. 
 3. Posteriormente, foi adicionado mais AgNO3 até cessar a precipitação.
 2.3.2. Experiência 2
 1. Foram colocados 2,0mL da solução de NaCl 0,10mol em um tubo de ensaio e foram adicionadas gotas de AgNO3 para formação de precipitado. A solução foi agitada e centrifugada, e sua fase líquida foi removida. 
 2. Ao precipitado, foram adicionados 2,0mL da solução de Na2S 0,10mol.
2.3.3. Experiência 3 
 1. 3,0mL de Ba(NO3)2 foram colocados em um tubo de ensaio de centrífuga e adicionou-se Na2C2O4 0,10mol até cessar a precipitação. Em seguida, após decantar, foi centrifugado. 
 2. O sobrenadante foi transferido para um tubo de ensaio de centrífuga. Em seguida, foram adicionadas duas gotas de Na2C2O4 afim de observar a presença de precipitação. 
 3. Ao tubo contendo o sobrenadante, foi adicionado 1,0mL de K2CrO4 0,10mol. Posteriormente, foi centrifugado. Descartou-se o sobrenadante e o precipitado foi lavado com água. 
5. Resultados e Discussões
2.1. Equilíbrio de solução saturada
	 Recipiente
	 Observação
	 Solução final
	 Béquer 1
	 Sem formação de precipitado
	 Solução saturada
	 Béquer 2
	 Formação de precipitado (NaCl)
	 Solução supersaturada
 Tabela 1- Solubilidade do NaCl
No béquer 1, preparou-se uma solução de NaCl + H2O. Esta solução estava insaturada, pois os cristais de NaCl foram completamente dissolvidos. Após a adição de 5mL de HCl, não houve a formação de precipitado, já que a solução não atingiu sua supersaturação. A solução final estava saturada. 
No béquer 2, foi preciso preparar uma solução de NaCl + H2O saturada. Para isso, os cristais de NaCl foram adicionados à água até que a solução atingisse sua supersaturação, isto é, até que o NaCl não pudesse mais ser dissolvido completamente. Em seguida, a solução foi filtrada, fazendo com que o NaCl que não foi dissolvido ficasse retido, e a solução filtrada estivesse no seu ponto máximo de saturação. A adição de HCl na solução saturada de NaCl fez com que houvesse a formação de um precipitado no fundo do béquer, caracterizando o efeito do íon comum. 
A solução de NaCl estava em equilíbrio, como mostra a reação:
 NaCl(s) ⇌ Na+(aq) +Cl-(aq)
Entretanto, a adição de HCl (que contém em sua composição íons cloreto, o íon comum entre HCl e NaCl) fez com que o equilíbrio fosse perturbado, onde o excesso de íons cloreto precisava ser consumido, favorecendo o deslocamento do equilíbrio no sentido de produção de NaCl, o precipitado de coloração branca no fundo do béquer. A solução final estava supersaturada.
2.3.1. Experiência 1
	 Ensaio
	Cor do sal precipitado
	Kps do sal precipitado
	 Solubilidade do sal 
 precipitado
	 NaCl+AgNO3
	 Branco
	 1,7∙
	 1,3∙
	 K2CrO4+AgNO3
	 Marrom
	 1,31∙
	 6,5∙
	 NaCl+K2CrO4+AgNO3
	 Branco/Marrom
	 -
	 -
 	Em dois tubos de ensaio foram despejados, respectivamente, NaCl 0,10mol e K2CrO4 0,10mol. A cada ensaio, foram adicionadas 1 gota de AgNO3 0,10mol. As reações de precipitação estão representadas abaixo: 
 NaCl(aq) + AgNO3(aq) ⇌ AgCl(s) + NaNO3(aq)
 K2CrO4(aq) + 2AgNO3(aq) ⇌ Ag2CrO4(s) + 2KNO3(aq)
		No tubo com NaCl + AgNO3, o sal precipitado é o AgCl (assim como na reação ele é representado como sólido), de coloração branca, similar ao NaCl sólido. Seu Kps é igual a 1,7∙. 
	No tubo com K2CrO4 + AgNO3, o sal precipitado é o Ag2CrO4, de coloração vermelha-amarronzada. Seu Kps é igual a 1,31∙. 
	Teoricamente, baseando-se nos valores de Kps dos sais, o Ag2CrO4 deveria ser o primeiro a precipitar, pois seu Kps é menor que o Kps do AgCl. Entretanto, analisando as reações dos sais:
 AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)
 Ag2CrO4(s) ⇌ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)
	Podemos perceber que a proporção da reação de AgCl é 1:1:1, entretanto, a de Ag2CrO4 é 1:2:1. Isso implica no cálculo de solubilidade, onde teremos:
KpsAgCl = [Ag+] ∙ [Cl-] 
1,7∙10-10 = S ∙ S , onde S é a solubilidade
S2 = 1,7∙10-10
S = 
SAgCl = 1,3∙mol/L. 
	Já para o Ag2CrO4, teremos:
Kps = [2Ag]2 ∙ [CrO4-]
1,12∙ = (2S)2 ∙ S
4S3 = 1,12∙
S = 
SAg2CrO4 = 6,5 ∙ mol/L.
	Com isso, conclui-se que, ainda que o Kps do AgCl seja menor que o do Ag2Cro4, a solubilidade deste é maior que a do AgCl. Isso faz com que o primeiro sal a precipitar seja o AgCl, que possui solubilidade menor, por isso a primeira cor de precipitado observada na experiência foi branca, característica do cloreto de prata. 
Conclusão
Referências
MIRAGAIA, F.;LEITE, E. Química: na abordagem do cotidiano: 4.ed. São Paulo: Editora Moderna, 2010. 
GUERCHON, José – Reações de Nitrato de Prata com íons cloreto e cromato- Disponível em:
 <http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/museu%20virtual/visualizacoes/Produto%20de%20solubilidade/pdf_vis/Visreacoes_nitrato_de_prata.pdf> Acesso em: Setembro de 2018.