Relatório Solubilidade e Termodinâmica

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FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MONTES CLAROS DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA
 FÍSICO QUÍMICA EXPERIMENTAL II / 5º PERÍODO
PRÁTICA 1:
Solubilidade e Termodinâmica
 Montes Claros/MG
 11 de março de 2019
INTRODUÇÂO
Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver espontaneamente em outra substância denominada solvente. Este é um componente cujo estado físico se preserva, quando a mistura é preparada ou quando está presente em maior quantidade. Os demais componentes da mistura são denominados solutos. (AUCÉLIO; TEIXEIR, p.1).
Dissolução é a dispersão das partículas do soluto em um solvente. Na solubilização de compostos que formam íons ocorre a solvatação, que consiste na interação da parte negativa do solvente com os cátions e interação da parte positiva do solvente com os ânions, de modo que várias moléculas do solvente envolvem os íons. É importante saber que a solvatação não é permanente: quando ocorre a formação do corpo de fundo, passa a ter um equilíbrio entre a fase sólida e a fase aquosa, ou seja, o sólido dissolve formando os íons e os íons se ligam formando o sólido. Nesse caso, o ΔG do sistema é 0, pois ele está em equilíbrio. (COSTA, p.8).
A influência da temperatura na solubilidade pode ser compreendida à luz do princípio de Le Chatelier. Considere uma solução saturada, em equilíbrio com excesso de soluto (corpo de fundo). O que acontece se fornecermos calor ao sistema? Segundo Le Chatelier, nesse caso, o equilíbrio irá se deslocar na direção que absorve calor. Bem, se a dissolução for um processo endotérmico, que ocorre devido à absorção de calor, a absorção de calor implica em deslocamento do equilíbrio para a direita. Com isso, aumenta a massa na fase aquosa, ou seja, sua solubilidade aumenta com a temperatura.
Por outro lado, se a dissolução for um processo exotérmico, que libera calor, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda. A solubilidade, nesse caso, diminui com o aumento da temperatura. (AUCÉLIO; TEIXEIR, p.6-7).
Termodinamicamente, a formação de uma solução pode ser discutida em termos da variação da energia livre de dissolução (∆G) à temperatura e pressão constantes. A dissolução de um soluto em solvente envolve uma energia de separação das moléculas do soluto (∆Hr) conhecida como energia de rede (processo endotérmico), bem como, uma energia de solvatação ∆Hs das moléculas ou íons do soluto (processo exotérmico). Isto é: 
 ∆H = ∆Hr + ∆Hs (1)
Se /∆Hr/</∆Hs/ a dissolução é exotérmica caso contrário, será endotérmica. Evidentemente, nos processos de dissolução é necessário levar em conta o fator entropia. A entropia do soluto na solução é maior que a do soluto puro. Portanto, aumentando a temperatura à energia livre de dissolução diminui de um fator T∆S, provocando como resultado um aumento da solubilidade. 
A solubilidade de um dado sal em água depende da temperatura em que o sistema se encontra. A reação pode ser considerada no equilíbrio quando o sólido está em contato com a solução saturada, no início da cristalização. A solubilidade “s” do sal em mol/litro pode ser calculada a partir da quantidade de sal pesado e do volume da solução. 
A constante de equilíbrio K para a reação citada será:
KNO3(s) → K+(aq) + NO3 –(aq) (2)
K= [K+][NO3-] = (s)(s) = s² (3)
A constante de equilíbrio pode ser usada para calcular G° para a reação a cada temperatura, usando a seguinte relação: 
∆G° = -RTln K (4)
lnK = - ∆G°/RT (5)
Considerando a relação: 
∆G° = ∆H° - T∆S° (6)
Substituindo na equação (5), chega-se a: 
lnK = - ∆H°/RT + ∆S°/R
Esta equação permite calcular o valor de ∆H° através da inclinação do gráfico de lnK versus 1/T.(CUEVAS, p.1-2).
	
OBJETIVOS
Objetivo geral
Calcular as variáveis termodinâmicas ∆S, ∆H e ∆G, do equilíbrio da reação de dissolução do KNO3.
Objetivos específicos
Determinar as temperaturas de solubilização e de cristalização do KNO3 em diferentes concentrações.
Construir um gráfico de ln k versus 1/T a fim de calcular o valor de ∆Hº.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais:
Provetas de 50 mL
Pipeta volumétrica de 10 e 5 mL
Termômetro
KNO3(s)
2 tubos de ensaio grandes
Banho-maria
Métodos
 Pesou-se 20,0985g de KNO3 e transferiu-se para um tubo de ensaio, após adicionar 15 mL de água destilada ao tubo de KNO3, o mesmo foi aquecido em um banho (com água já quente) agitando até que o KNO3 se dissolvesse completamente e assim anotando sua temperatura de solubilização.
 Outro tubo de ensaio idêntico foi enchido com água a fim de se determinar o volume de KNO3 presente no tubo, comparando o volume de ambos e medindo o volume contido no segundo tubo, em uma proveta.
Removeu-se o tubo teste com a solução de KNO3 do banho de água, deixando esfriar lentamente. A temperatura de aparecimento dos primeiros cristais foi medida por um termômetro.
Adicionou-se 5 mL de água ao tubo teste, e aqueceu-se a mistura até que o sólido se dissolvesse novamente, determinando seu volume e temperatura como feito anteriormente. 
Foi feito o ciclo adicionando 5 mL de água por mais 3 vezes. A temperatura de solubilização, o volume de KNO3 e a temperatura de cristalização foram registrados como mostra a tabela abaixo:
	#
	Temperatura de solubilização
	Volume de KNO3 dissolvido
	Temperatura de cristalização
	Início do experimento
	83ºC
	23 ml
	75ºC
	Adição de 5 mL de água destilada
	76ºC
	26 ml
	63ºC
	Adição de 5 mL de água destilada
	69ºC
	30 ml
	55ºC
	Adição de 5 mL de água destilada
	61ºC
	31 ml
	47ºC
	Adição de 5 mL de água destilada
	58ºC
	36 ml
	40ºC
Tabela 1 –  Dados Experimentais.
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Foi possível perceber através do experimento que à medida que a concentração de KNO3 decrescia, a temperatura de solubilização e de cristalização também diminuíam sendo diretamente proporcional, isso e devido a sua curva de solubilidade (gráfico 1). É possível notar também que a dissolução de KNO3 em água é um processo endotérmico, que ocorre devido à absorção de calor e que, por isso a sua solubilidade aumenta com a temperatura. 
Gráfico 1: Curva de Solubilidade.
TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS
	V (mL)
	T (K)
	1/T (K-1)
	s (mol/L)
	K
	lnK
	∆G° (J/mol)
	∆H° (J/mol)
	∆S° (J/mol.K)
	23 mL
	348,15
	2,87x10-3
	8,64 mols/L
	74,65
	4,32
	- 12504,32 J/mol
	11266,3 J/mol
	68,27 J/mol.K
	26 mL
	336,15
	2,97x10-3
	7,65 mols/L
	58,52
	4,07
	- 11374,64 J/mol
	11266,3 J/mol
	67,35 J/mol.K
	30 mL
	328,15
	3,05x10-3
	6,63 mols/L
	43,96
	3,78
	- 10312,74 J/mol
	11266,3 J/mol
	65,75 J/mol.K
	31 mL
	320,15
	3,12x10-3
	6,41 mols/L
	41,09
	3,72
	- 9901,62 J/mol
	11266,3 J/mol
	66,11 J/mol.K
	36 mL
	313,15
	3,19x10-3
	5,52 mols/L
	30,47
	3,41
	- 8878,03 J/mol
	11266,3 J/mol
	64,32 J/mol.K
Tabela 2 –  Variáveis Termodinâmicas.
Gráfico 2: ln K versus 1/T
CONCLUSÃO
Observou-se que à solubilidade do KNO3  e diretamente proporcional a temperatura. E sabendo que a reta apresentar um coeficiente angular negativo, o valor de ∆H será positivo, significando que a reação é endotérmica. Conclui-se também que o KNO3 passa de um estado físico para outro espontaneamente, indicando que o estado com o menor potencial químico é o sólido, para o qual ele está se tornando. Ainda podendo associar este fato a questão da entropia, tendo em vista que o sal ao passar do estado líquido em solução para o sólido há uma diminuição da entropia, favorecendo a espontaneidade do processo.
BIBLIOGRAFIA
Livros e apostilas:
CUEVAS, G. E. C. Caderno de Práticas: Físico-Química 2, Viçosa, 2006.
 Artigos:
AUCÉLIO, Queiroz; TEIXEIRA, Letícia Regina de Souza. Solubilidade. Disponívelem:http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_solubilidade.pdfAcesso em: 27 de fevereiro de 2019.
COSTA, Victor. Soluções, equilíbrios e solubilidade Disponívelem:http://www.cmr.poli.usp.br/resumos/QFL2129%20-%20Solu%C3%A7%C3%B5es,%20equil%C3%ADbrios%20e%20solubilidade.pdf
Acesso em: 27 de fevereiro de 2019.