Relatório sobre a determinação de funções termodinamicas pela solubilidade de um sal

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO SUL E SUDESTE DO PARÁ 
INSTITUTO DE GEOCIÊNCIAS E ENGENHARIAS 
FACULDADE DE ENGENHARIA DE MINAS E MEIO AMBIENTE 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO SOBRE A DETERMINAÇÃO DE FUNÇÕES TERMODINÂMICAS 
PELA SOLUBILIDADE DE UM SAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Marabá – PA 
2018
§ 
 
RESUMO 
 
A termodinâmica foi essencial para a evolução da sociedade moderna, tanto 
historicamente até o desenvolvimento das relações que ajudam a explicar uma 
infinidade de fenômenos que ocorrem no universo. Definida como a ciência que 
trata do calor, do trabalho e das propriedades relacionadas a ambos, tem como base 
a observação experimental. O trabalho em questão tem como objetivo determinar 
funções termodinâmicas a partir de um processo de dissolução de um sal. Foi 
possível perceber a relação entre a temperatura e a solubilidade de uma substância, 
e que na maioria dos sais, incluindo nitrato de potássio, se trata de um processo 
endotérmico, onde a entalpia é um valor positivo. 
 
Palavras-chave: Termodinâmica; Solubilidade; Entalpia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
SUMÁRIO .............................................................................................................................. 1 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................................... 2 
2. OBJETIVOS ................................................................................................................... 4 
3. MATERIAIS E REAGENTES .......................................................................................... 4 
3.1. Materiais: ................................................................................................................................ 4 
3.2. Reagentes: ............................................................................................................................... 4 
3.3. Equipamentos: ........................................................................................................................ 4 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .............................................................................. 5 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO ...................................................................................... 6 
6. CONCLUSÃO .............................................................................................................. 10 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ............................................................................. 11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
O desenvolvimento da termodinâmica foi essencial para a evolução da sociedade 
moderna, desde a criação do motor a vapor por James Watt, até o desenvolvimento 
das relações que ajudam a explicar uma infinidade de fenômenos que ocorrem no 
universo. Ela é definida como a ciência que trata do calor, do trabalho e das 
propriedades relacionadas a ambos. Tendo como base a observação experimental, 
essas descobertas foram formalizadas através de leis básicas: primeira, segunda e 
terceira lei da termodinâmica. Além da lei Zero. 
Aproximadamente 90% das reações ocorrem por dissolução. Soluções são 
misturas homogêneas constituída de duas ou mais substâncias que podem ser 
líquidos, sólidos ou até mesmo gases. A solubilidade é um importante parâmetro 
que indica a quantidade máxima de um soluto que pode ser dissolvida em um 
determinado volume de solvente e pode ser classificada como saturada (quantidade 
de soluto igual à de solvente),insaturada (quantidade de soluto inferior à de solvente) 
e supersaturada (quantidade de soluto superior à de solvente). (ATKINS , 2007). Os 
testes de solubilidade permitem ainda prever a presença ou ausência de alguns 
grupos funcionais e a reatividade em alguns casos. 
O nitrato de potássio KNO3 é um composto químico que tem uma variedade de 
aplicações. Comercialmente, é mais comumente utilizado em fertilizantes e como um 
ingrediente em pó preto. Ele também é utilizado como um reagente em muitas 
experiências laboratoriais. As principais razões para a sua utilização comum no 
laboratório são a facilidade de sua produção e reatividade com muitos compostos 
diferentes. Pode-se determinar a sua solubilidade adicionando água ao sal, como 
demonstra o processo de dissolução. 
Para o processo de dissolução: 
𝐾𝑁𝑂3(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙)𝑂 ⇌ 𝐾(𝑎𝑞)
+ + 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
− 
A constante de equilíbrio tem a forma: 
𝐾 = [𝐾+][𝑁𝑂3
−] = 𝑆 × 𝑆 = 𝑆2 (1) 
Onde s é a solubilidade do sal (em mol por litro), dada por 
3 
 
𝑆 =
𝑛𝑚𝑜𝑙𝑠
𝑉(𝐿)
 (2) 
 
Considera-se que o sistema se encontra em equilíbrio quando o sólido está em 
contato com a solução saturada, ou seja, justamente quando os primeiros cristais 
são formados. A solubilidade do composto será medida para diferentes 
temperaturas. Estes valores serão então usados para calcular as variáveis 
termodinâmicas, utilizando as equações a seguir: 
 
𝛥𝐺0 = −𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝐾 (3) 
𝛥𝐺0 = 𝛥𝐻0 − 𝑇𝛥𝑆0 (4) 
𝑙𝑛 𝐾 = 
− 𝛥𝐻0
𝑅𝑇
 +
𝛥𝑆0
𝑅
 (5) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
2. OBJETIVOS 
 
A partir de um processo de dissolução de um sal calcular várias funções 
termodinâmicas (ΔH, ΔS e ΔG). 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
3.1. Materiais: 
• 01 Proveta de 25 mL; 
• Pipetas de 1 e 10 mL; 
• 05 Tubos de ensaio; 
• Agitador ou bastão de vidro; 
• 1 Banho maria; 
 
3.2. Reagentes: 
• Nitrato de Sódio (NaNO3); 
 
3.3. Equipamentos: 
• 02 Termômetros(0-100°C ± 0,5°C); 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Para dar início ao procedimento experimental, pesou-se 10g de nitrato de sódio 
(NaNO3) e transferiu-o para um tubo de ensaio, após a transferência foram 
adicionados 8mL de água destilada ao tubo aquecendo-o em banho Maria a 60°C e 
agitando até completar a dissolução do sal, além de registrar frequentemente o 
volume da solução de Nitrato. 
Inseriu-se na solução um termômetro, observando-se a que temperatura o sal 
solubilizava, e após removeu o tubo com a solução do banho Maria e deixou esfriar, 
agitando levemente a solução. Aos sinais de aparecimento dos primeiros cristais na 
solução, foram adicionados mais 1mL de água destilada a solução e aquecida até 
completar a dissolução. Esse ciclo foi repetido três vezes, adicionando sempre 
1,0mL de água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Durante a etapa de dissolução, foram anotados alguns dados, esses dados são 
expressos na tabela 1. 
Tabela 1 - Dados obtidos experimentalmente através da dissolução do Nitrato de Potássio em água destilada. 
Etapas Temperatura 
(°C) 
Temperatura 
(K) 
𝟏
𝑻
 
 
Volume 
(L) 
Massa 
(g) 
1° 56 329 0, 00304 0, 0128 
10, 099 2° 38 311 0, 003215 0, 0136 
3° 28 301 0, 00332 0, 0148 
 
 Para determinar o valor de solubilidade do sal, primeiro foi necessário 
determinar o número de mols da solução, sabendo que a massa molar KNO3 é 101,1 
g/mol, tem-se que: 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 
Sendo, 
n = números de mols, dado em mols; 
m = massa da substância, dado em gramas; 
MM = massa molar da substância, dado em gramas por mol; 
Fornecendo os valores conhecidos na equação, resulta em 0,1 M de KNO3. 
Aplicando os valores na equação (2)pode-se determinar o valor de solubilidade e 
em seguida aplicando na equação (1) é possível determinar a constante de 
dissociação para cada volume, têm-se então a tabela 2: 
7 
 
Tabela 2 - Valor de solubilidade e constante de dissociação para cada volume 
 S (mol/L) K (S²) 
7,81 60,9 
7,35 54,0 
6,75 45,5 
 
Para calcular a variação de energia de Gibbs, ΔG, utilizou-se a equação (3), 
obtendo os seguintes resultados, sabendo que R é constante, temos a tabela 3. 
Tabela 3 - Calculo da energia livre de Gibbs utilizando a equação (3) 
R LnK ΔG (J/mol) ΔG (KJ/mol) 
 
8, 3145 
4,10 -11 240 - 11, 240 
3,98 -10 314 - 10, 314 
3,81 -9 554 - 9, 554 
 
A partir dos dados obtidos, plotando um gráfico de LnK vs 1/T, os dados 
plotados são referentes a três primeiras etapas e a partir do gráfico determinou-se a 
equação da reta como sendo no formato y = ax + b. 
 
Figura 1 - Gráfico da relação entre o grau de solubilidade e a temperatura de soluções com nitrato de potássio 
 
 
y = -996,5x + 7,1532
R² = 0,9431
3,8
3,85
3,9
3,95
4
4,05
4,1
4,15
0,003 0,0031 0,0032 0,0033 0,0034
Ln
.K
1/T
8 
 
A partir da equação do gráfico, podemos determinar a variação de entalpia, ΔH, 
sendo y = ax + b, equivalente a equação (5), tem-se então: 
−𝛥𝐻
𝑅
 = − 996,5 
Multiplicando pela constante dos gases, tem-se que 
𝛥𝐻 = 8, 285 𝑗/𝐾𝑚𝑜𝑙𝑠. 
Para calcular a variação de entropia, isolamos 𝛥𝐻 da equação (5), resultando em: 
ΔS =
ΔH
T
−
ΔG
T
 
 Como os valores de ΔH e ΔG são conhecidos, podemos calcular as variações 
de entropia para cada temperatura, a tabela 4 lista as várias funções 
termodinâmicas encontradas nesse presente relatório: 
 
Tabela 4 - Funções Termodinâmicas obtidas a partir da dissolução de um sal 
ΔG (J/mol) ΔH (J/mols) ΔS 
-11 240 
8285 
59,34 
-10 314 59,80 
-9 554 59,26 
 
Percebe-se que uma variação na temperatura pode causar variação na 
quantidade de soluto dissolvido, ou seja, a solubilidade de um soluto em um solvente 
é dependente da temperatura. 
Analisando os dados ainda é possível perceber que o aumento da temperatura é 
diretamente proporcional a solubilidade. Isso acontece, pois, um fornecimento de 
energia favorece o processo de dissolução, ou seja, solubilidade é um processo 
endotérmico. 
9 
 
E sabendo que na literatura o valor da entalpia deste sal é 34,89x103J/mol a 25°C 
vemos que o valor encontrado faz sentido, já que a menor temperatura encontrada 
foi de 28°C. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. CONCLUSÃO 
 
Através do experimento pode-se concluir que há uma relação entre a temperatura 
e a solubilidade de um sal. E determinando uma curva da relação entre ambos, foi 
possível perceber e tratar de um processo endotérmico, o que foi comprovado com o 
cálculo da entalpia, foi possível ainda perceber que quanto menor é a temperatura 
maior o tempo de cristalização do sal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W.; Físico-Química, 7ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2004. 
ATKINS, P.W.; Físico-Química: Fundamentos, 3ª Ed., RJ, Ed. LTC, 2003. 
FE LTR E, R. Química. vol.1. SãoPaulo: Ed.Moderna, 20 04 . 
KOTZ, J.C .; TREICHE L Jr. , P. Química e Reações Químicas. 4ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC, 2002. v.1 
USBERCO, S.SALVADOR, E. Química. 5ª Ed.São Paulo: Saraiva, 2002.