Relatório de Solubilidade termodinâmica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA – UEPB
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ
COORDENAÇÃO DE QUÍMICA INDUSTRIAL BACHARELADO
TERMODINÂMICA DA SOLUBILIDADE
Relatório para ser entregue a professora
Sayonara Eliziario, como forma de
avaliação da disciplina de Físico-química
experimental, da unidade II do 5º período.
Andrezza de Araújo Silva Gallindo
CAMPINA GRANDE
2016
SUMÁRIO
1.Introdução ...............................................................................................................................4
2.Procedimento experimental .....................................................................................................5
3.Resultados e discussões ..........................................................................................................7
4.Conclusão ..............................................................................................................................12
5.Referências bibliográficas .....................................................................................................13
SUMÁRIO DE TABELAS E FIGURAS
1. Tabela 1: Dados experimentais dos volumes e temperaturas de solubilidade......................7
2. Gráfico 1: Logarítmo da constante de equilíbrio pelo inverso da temperatura....................9
1. INTRODUÇÃO
Solubilidade, por definição, é a concentração de soluto dissolvido em um solvente em equilíbrio com o soluto não dissolvido à temperatura e pressão especificadas, ou seja, é a medida da quantiade máxima de soluto que pode ser dissolvida em um determinado solvente.
A capacidade de dissolução de um sal em água é fortemente influenciada pela entalpia de dissolução (ΔH), que representa o calor envolvido na dissolução de uma substância em um dado solvente à pressão constante, e pode ser determinada pelo balanço energético das etapas teóricas envolvidas na formação da solução. Embora a capacidade de dissolução de um sal seja fortemente afetada pela entalpia de dissolução, somente este parâmetro não define a sua solubilidade. Para muitos sais, a contribuição do fator entrópico no processo de dissolução é comparável à entalpia de solvatação.
Sais formados por associação do íon nitrato com cátions univalentes pequenos apresentam energias de rede baixas. É incomum a formação de sais inorgânicos com cátions muito maiores que o íon nitrato. Quando o sal é formado por combinação com cátions univalentes que possuem raios mais próximos aos raios do NO3- espera-se um aumento na energia de rede, favorecido pelo fator geométrico. Cátions com raios muito grandes e cargas pequenas terão baixa entalpia de hidratação, porém alta entropia (ΔS).
A variação da energia livre (ΔG) na dissolução de nitratos geralmente é negativa, determinando a espontaneidade do processo. No entanto, podem-se perceber alguns valores ΔsolG positivos. Os processos de dissoluções destes sais são endotérmicos, o que significa dizer que as reações de precipitação são exotérmicas, porém a precipitação pe entropicamente desfavorável. Considerando que os íons devem abandonar um meio onde a entropia é elevada para se agregarem e retornarem à forma cristalina, a energia livre de precipitação envolvida é muito pequena quando confrontados os dois termos (ΔpptH e –TΔpptS, processo inverso a dissolução), o que permite um certo grau de solubilidade a estes sais. 
Neste relatório várias funções termodinâmicas (ΔH, ΔG e ΔS), serão calculadas para um simples processo de dissolução, mostrado abaixo:
KNO3 (s) + H2O (l) K+ (aq.) + NO3- (aq.)
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 2.1 Materiais
 2.1.1 Reagentes químicos
Água destilada
KNO3
 2.1.2 Vidrarias e acessórios
Bastão de vidro
Pipeta de 10 mL
Pinça de madeira 
Tubo de ensaio
Béquer
Vidro de Relógio
Pisseta
 2.1.2 Equipamentos
Chapa aquecedora
 2.2 Metodologia
Foram pesados 5 gramas de nitrato de potássio, KNO3 e transferidos para um tubo de ensaio. Em seguida foram adicionados 8 mL de água destilada e o tubo com a mistura (amostra a) foi aquecido em um banho de água. Durante o aquecimento a mistura dentro do tubo de ensaio foi agitada com auxílio de um bastão de vidro, até a completa dissolução do KNO3. Terminada esta etapa o volume da mistura no tubo de ensaio foi medido por uma técnica de comparação com outro tubo de ensaio cheio de água (2) na mesma altura que o da mistura(1). A água do tubo 2 foi transferida para uma proveta para medição do volume. Depois o tubo foi removido da solução e inseriu-se um termômetro dentro dele para medir ao a amostra esfriar, a primeira temperatura do aparecimento dos primeiros cristais. Na sequência 1mL de água foi adicionado à solução ( amostra a + 1mL = amostra b) do tubo e a mistura foi novamente aquecida até completa dissolução do sal, depois retirada para medição do volume também a partir da técnica de comparação (como feito antes) e após resfriar foi também anotada a temperatura de reaparecimento dos cristais, porém agora para este novo volume (amostra b). Este ciclo foi repetido mais 4 vezes, adicionando sempre 1mL de água, medindo volume, esperando esfriar e medindo temperatura de aparecimento dos cristais. 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
No tabela 1, estão representados os dados obtidos no ensaio termodinâmico de solubilidade:
	Sal (KNO3)
	T (K)
	V (L)
	I
	318,15
	1,15* 10-2
	II
	307,15
	1,29*10-2
	III
	303,15
	1,39* 10-2
	IV
	300,15
	1,49*10-2
	V
	293,15
	1,59*10-2
Tabela 1: Dados experimentais dos volumes e temperaturas de solubilidade
Com os dados da tabela 1, foi então calculado a molaridade e o inverso da temperatura.
ϻ = 
ϻ1= = 4,300384248 mol/L
ϻ 2= = 3,83367588 mol/L
ϻ 3= = 3,55787186 mol/L
ϻ4= = 3,319088514 mol/L
ϻ5= = 3,110340808 mol/L
Inverso da temperatura:
T1= K-1
T2= K-1
T3= K-1
T4= K-1
T5= K-1
Constante de equilíbrio:
KNO3	K+ + NO3-
K= [K+] [NO3]= x*x=x2
Cálculo da constante de equilíbrio:
K1= (ϻ1)2= 18,49330468
K2= (ϻ2)2= 14,69707075
K3= (ϻ3)2= 12,65845217
K4= (ϻ4)2= 11,01634856
K5= (ϻ5)2= 9,674219943
Cálculo de lnK:
lnK1= ln18,49330468= 2,917408757
lnK2= ln14,69707075= 2,687648205
lnK3= ln12,65845217= 2,538325148
lnK4= ln11,01634856 = 2,399380402
lnK5= ln9,674219943= 2,26946461
Cálculo de ΔG(J/mol):
ΔG= -RTlnK
ΔG1= -RTlnK
ΔG1= -8,314(J/molK)* 318,15 (K)* 2,917408757
ΔG1= -7716,835277 J/mol
ΔG2= -RTlnK
ΔG2= -8,314(J/molK)*307,15 (K)* 2,687648205
ΔG2= -6863,299669 J/mol
ΔG3= -RTlnK
ΔG3= -8,314(J/molK)* 303,15 (K)* 2,538325148
ΔG3= - 6397567035 J/mol
ΔG4= -RTlnK
ΔG4= -8,314(J/molK)* 300,15 (K)* 2,399380402
 ΔG4= - 5987,526866 J/mol
ΔG5= -RTlnK
ΔG5= -8,314(J/molK)*293,15 (K)* 2,26946461
ΔG5= - 5531,250578J/mol
Todos os valores para ΔG encontrados foram menores que zero (ΔG<0), comprovando a espontaneidade esperada do processo de dissolução, por ser a dissolução de um sal de nitrato.
Gráfico lnK x T-1:
Gráfico 1: Logarítmo da constante de equilíbrio pelo inverso da temperatura
Para serem calculadas a entalpia e a entropia do processo, é necessário que se tenha o coeficiente angular e linear da equação de reta, atribuída a reta que passa pelos pontos que interceptam a relação gráfica entre o logarítimo da constante de equilíbrio (posicionado na ordenada) e o inverso da temperatura ( posicionado na abscissa).
Cálculo de ΔH (J/mol):
ΔH= -RT(lnK-b)
ΔH1= -8,314(J/molK)* 318,15 (K)* (2,917408757 - 10,856)
ΔH1= 20.998,36 J/mol
ΔH2= -8,314(J/molK)*307,15 (K)* (2,687648205 - 10,856)
ΔH2= 20.859,07 J/mol
ΔH3= -8,314(J/molK)* 303,15 (K)* (2,538325148 - 10,856)
ΔH3= 20.963,78 J/mol
ΔH4= -8,314(J/molK)* 300,15 (K)* (2,399380402 - 10,856 )
 ΔH4= 21.103,05 J/mol
ΔH5= -8,314(J/molK)*293,15 (K)* (2,26946461- 10,856 )
ΔH5= 20.927,53 J/mol
Cálculo de ΔS (J/mol):
ΔS= (lnK-a/T)R
ΔS1= 8,314(J/molK)* [ (2,9174 + 2522,3)/ 318,15 (K)]
ΔS1= 65,99 J/mol
ΔS2= 8,314(J/molK)* [ (2,6876 + 2522,3)/ 307,15 (K)]
ΔS2= 68,35 J/mol
ΔS3= 8,314(J/molK)* [(2,5383 + 2522,3)/ 303,15 (K)]
ΔS3= 69,24 J/mol
ΔS4= 8,314(J/molK)* [ (2,3994 + 2522,3)/ 300,15 (K)]
 ΔS4= 69,93 J/mol
ΔS5= 8,314(J/molK)* [(2,2695 + 2522,3)/ 293,15 (K)]
ΔS5= 71,60 J/mol
Nota-se a obtenção de entapias positivas, caracterizando processo como endotérmico, e, mais uma vez, como espontâneo. Logo a entalpia dos produtos (íons em meio aquoso) é maior que a dos reagentes (sal + água) para que ΔH seja maior que zero. E observando-se a entropia, pôde-se confirmar que durante o processo de dissolução e reprecipitação há uma desordem do sistema, afinal se uma reação química tiver uma variação positiva na entropia, ΔS, então aumenta-se a desordem do sistema.
4. CONCLUSÃO
Observou-se que a medida que a concentração de KNO3 decrescia, a temperatura de solubilidade também diminuía. No Gráfico os pontos que ficaram fora da reta provavelmente devem-se a fatores como perda de sal no material envolvido na prática, ou das medidas aproximadas de volume pelo método comparativo dos tubos de ensaio.
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
DUARTE, A. D.; Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola – Estrutura da Matéria: uma visão molecular, 2001, 4, 14.
LEE, J. D.; Química inorgânica não tão concisa, tradução da 5ª ed. inglesa, Ed. Edgard Blucher: São Paulo, 1999.
HUHEEY, J. E.; KEITER, E.A.; KEITER, R.L.; Inorganic Chemistry: Principles of Struture and Reactivity, 4th ed., Harper Collins College Publishers: New York, 1993.
SILVA, L. A.; MARTINS, C.R.; ANDRADE, J.B.; Química Nova, vol. 27. Nº 6, 1016-1020, 2004.
Lista de exercícios química geral – entropia e energia livre. Disponível em: <http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/lista_termodinamica.pdf>. Acesso feito em: 10 de maio de 2016.