Equilíbrio de Solubilidade | Relatório | Físico-Química | Experimental

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2ª Aula Prática de Físico Química Experimental
Título da Prática: Equilíbrio de Solubilidade
Discentes: @bolzan.studies
Data de realização da prática: 30/08/2018
Duque de Caxias – RJ
Setembro de 2018
1. INTRODUÇÃO
Muitas reações realizadas na química nunca resultam na completa conversão de reagentes em produtos. Ao contrário, elas procedem para um estado de equilíbrio químico no qual a razão das concentrações de reagentes e produtos é constante conforme pode ser observado no gráfico 1. 
Gráfico 1: Representação do estado de equilíbrio químico
As expressões das constantes de equilíbrio são equações algébricas que descrevem as relações de concentrações existentes entre reagentes e produtos no equilíbrio. Entre outras coisas, as expressões de constantes de equilíbrio permitem realizar o cálculo do erro em uma análise resultante da quantidade de analito que não reagiu e que resta quando o equilíbrio foi atingido.
Considerando-se uma equação geral para o equilíbrio químico
aA + bB cC + dD
A equação para constante de equilíbrio será representada por:
O princípio de Le Châtelier é um princípio que define que a posição do equilíbrio sempre se altera na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada. Por exemplo, uma elevação na temperatura de um sistema altera a relação de concentração na direção que tende a absorver calor e um aumento na pressão favorece aqueles participantes que ocupam um volume total menor.
Em uma análise, o efeito de introduzir uma quantidade adicional de um reagente ou produto na mistura reacional é particularmente importante. Desta forma, a perturbação resultante é minimizada por um deslocamento no equilíbrio na direção que tende a consumir a substância adicionada.
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. Como forma de ilustrar tem-se o exemplo quando é preparado um suco, ao acrescentar uma colher de açúcar no copo, percebe-se que o mesmo desaparece. Com o sal de cozinha acontece o mesmo. Ao adicionar uma colher de sal na água, ele também desaparece. Isso ocorre porque essas substâncias, o sal e o açúcar, são solúveis em água. Neste caso a água é o solvente e o açúcar ou o sal, os solutos. Uma vez misturados, soluto e solvente formam uma mistura homogênea - é aquela em que não se distinguem os diferentes componentes, ou seja, apenas uma fase pode ser identificada - também chamada de solução.
	As soluções podem ser classificadas com relação à quantidade de soluto dissolvido em insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Ao defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada temperatura. 
a) Solução insaturada: contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura.
b) Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. Uma solução saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de soluto precipitado).
c) Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Uma solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto.
2. OBJETIVOS
A Prática equilíbrio de solubilidade tem por objetivo estudar diferentes equilíbrios de solubilidade, bem como determinar a constante de solubilidade para alguns sais.
3. MATERIAIS E REAGENTES
	Materiais
	Reagentes
	Bastão de vidro
	Cloreto de sódio
	Bécheres
	Solução de NaCl 0,1 M
	Centrífuga
	Solução de K2CrO4 0,1 M
	Espátula
	Solução de (Ba(NO3)2) 0,1 M
	Estante para tubos de ensaio
	Solução de (Pb(NO3)2) 0,1 M
	Funil
	Solução de AgNO3 0,1 M
	Papel de filtro
	Solução de Na2C2O4 0,1 M
	Pipetas graduadas
	Solução de Na2S 0,1 M
	Suporte universal
	Solução de KI 0,2 M
	Provetas
	
	Tubo de ensaio
	
	Vidro de relógio
	
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 Equilíbrio em Solução Saturada
Primeiramente adicionou-se em um béquer 20 mL de água destilada e uma pequena quantidade de cloreto de sódio. Homogeneizou-se a solução e em seguida adicionou-se 5,0 mL de ácido clorídrico concentrado (utilizando a capela).
Em um segundo béquer foi adicionado 20 mL de água destilada e cloreto de sódio até a solução saturar-se por completo. A solução foi filtrada através de um papel de filtro e ao filtrado foi acrescido 5,0 mL de ácido clorídrico concentrado.
4.2 Influência da concentração na precipitação
Em um tubo de ensaio grande (tubo 1) foi misturado nitrato de chumbo 0,1 M e 5 mL de iodeto de potássio 0,2 M e agitou-se. Em seguida foi pipetado 1,0 mL de nitrato de chumbo para um tubo de ensaio (tubo 2) e acrescido 9,0 mL de água e homogeneizou-se completamente. Em outro tubo de ensaio (tubo 3) foi adicionado 1 mL de iodeto de potássio 0,2 M e completou-se com 9,0 mL de água, homogeneizou-se perfeitamente.
Para um novo tubo (tubo 4) foi pipetado 5,0 mL da solução de nitrato de chumbo e 5,0 mL da solução diluída de iodeto de potássio do tubo 3. Foi transferido um terço do conteúdo do tubo de ensaio para um novo tubo (tubo 5) e aqueceu-se.
Em seguida pipetou-se 1,0 mL da solução diluída de nitrato de chumbo do tubo 2 para um tubo de ensaio (tubo 6) e acrescentou-se 9 mL de água. Repetiu-se o mesmo procedimento com a solução diluída de iodeto de potássio em outro tubo de ensaio (tubo 7).
Por fim, foi retirada uma alíquota de 5,0 mL da nova solução diluída de iodeto de potássio do tubo 7 e misturada com 5,0 mL da nova solução diluída de nitrato de chumbo do tubo 6, e rotulou-se este novo tubo como tubo 8.
4.3 Precipitação fracionada
4.3.1 Experiência 1
	Adicionou-se em dois tubos de ensaio, respectivamente, 1,0 mL de cloreto de sódio 0,1 M e 1,0 mL de cromato de potássio 0,1 M. Em seguida foi acrescida uma gota de nitrato de prata 0,1 M a cada um dos tubos. Homogeneizou-se e foi anotada a coloração dos precipitados.
Em outro tubo de ensaio foi misturado 1,0 mL de cloreto de sódio 0,1 M e 1,0 mL de cromato de potássio 0,1 M. Acrescentou-se, seguidamente, nitrato de prata 0,05 M gota a gota a gota. Foi observada a coloração do precipitado formado. Agitou-se a solução e tornou-se a observar. Em seguida foi acrescido mais nitrato de prata até que fosse cessada a precipitação.
4.3.2 Experiência 2
Foi colocado 2 mL de solução de cloreto de sódio 0,1 M em um tubo de ensaio e gotejou-se nitrato de prata 0,1 M até que fosse formado uma quantidade de precipitado apreciável. Agitou-se a solução e depois a mesma foi centrifugada. A fase líquida foi removida e utilizou-se apenas a fase sólida para o segundo passo.
Ao precipitado foi acrescido 2 mL de solução de sulfato de sódio 0,1 M e agitou-se o tubo de ensaio. Fizeram-se seguidamente todas as anotações respeito da solução.
4.3.3 Experiência 3
Adicionou-se 3,0 mL de nitrato de bário 0,1 M em um tubo de ensaio e oxalato de sódio 0,1 M até que fosse cessada a precipitação. Deixou-se a solução decantar por alguns minutos e centrifugou-a.
Transferiu-se o sobrenadante para um tubo de ensaio. E adicionou-se duas gotas de oxalato de sódio 0,1 M onde se pode observar a precipitação total do composto.
Ao tubo de ensaio contendo o sobrenadante foi adicionado 1,0 mL de cromato de potássio 0,1 M. Agitou-se o tubo de ensaio e levou-o para a centrífuga. Desprezou-se o sobrenadante e lavou-se o precipitado com uma pequena quantidade de água, observando a sua coloração.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1 Equilíbrio em Solução Saturada
	No primeiro béquer não houve precipitação, logo, a solução tende a ser classificada como insaturada, pois ao adicionar uma quantidade maiorde cloreto de sódio, ainda haveria dissolução na quantidade de água destilada presente. No segundo béquer adicionou-se excesso de cloreto de sódio, logo houve a precipitação, e, no entanto a solução final foi supersaturada.
5.2 Influência da concentração na precipitação
Tubo 1: Formou uma solução amarela, com precipitado (o iodeto de chumbo PbI2), proveniente da reação entre o nitrato de chumbo e o iodeto de potássio. A representação da reação que ocorre neste procedimento encontra-se abaixo:
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(s)↓ + 2K(NO3)(aq)
Tubo 2: Neste procedimento houve a diluição do nitrato de chumbo, que ao final ficou com a concentração = 0,01M.
C1.V1 = C2.V2
0,1.1 = C2.10 
C2 = 0,01M
Tubo 3: Concentração de KI = 0,02M.
C1.V1 = C2.V2
0,2.1= C2.10 
C2 = 0,02M
Tubo 4: Solução amarelo claro, mas sem a presença de precipitado, devido ao fato de serem utilizadas soluções diluídas. A reação pode ser demonstrada abaixo:
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(aq) + 2K(NO3)(aq)
Tubo 5: Após aquecido, ficou incolor. Quando resfriado, formou um precipitado amarelo (lembrava purpurina dourada).
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(s)↓ + 2K(NO3)(aq)
Pelo fato do iodeto de chumbo tender a ser insolúvel em água forma-se precipitado, que após o aquecimento ocorre a cristalização do iodeto de chumbo, resultando em um efeito semelhante a de uma chuva de ouro (purpurina dourando “caindo”).
Tubo 6: Concentração de Pb(NO3)2 = 0,001M e concentração de KI = 0,002M.
C1.V1 = C2.V2
0,01.1 = C2.10 
 C2 = 0,001M
C1.V1 = C2.V2
0,02.1 = C2.10 
C2 = 0,002M
Tubo 7: A solução ficou límpida e incolor.
Produto iônico:
Pb(NO3)2 + 2KI PbI2 + 2KNO3
Pb(NO3)2 + H2O Pb+2 + 2NO3-
KNO3 + H2O K+ + NO3-
Pb2+(aq) + 2I-(aq) PbI2(s)
P.I.= [Pb2+].[I-]2
Tabela 1: Influência do Produto Iônico inicial (PI) na Precipitação do PbI2
	
Experiência
	Concentração KI Inicial (mol.L-1)
	Concentração Pb(NO3)2 Inicial
(mol.L-1)
	Fator de Diluição
	Concentração KI Mistura (mol.L-1)
	Concentração Pb(NO3)2 Mistura
(mol.L-1)
	Produto Iônico
PI
	1ª Experiência: Mistura de KI 0,20 mol. L-1 com Pb(NO3)2 0,10 mol.L-1
	1
	0,1
	0,05
	2
	0,02
	0,01
	2.10-6
	2ª Experiência: Mistura de Pb(NO3)2 diluídos a partir da experiência 1
	2
	0,01
	0,005
	20
	0,002
	0,001
	2.10-9
	3ª Experiência: Mistura de KI e Pb(NO3)2 diluídos a partir da Experiência 2
	3
	0,001
	0,0005
	200
	0,0002
	0,0001
	2.10-12
5.3 Precipitação fracionada
5.3.1 Experiência 1
	Formou-se um precipitado de coloração branca resultante da reação do cloreto de sódio com o nitrato de prata (reação descrita abaixo).
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
Kps do NaNO3:
AgCl Ag+ + Cl- 
Kps = [Ag+].[Cl-] 0,01 = s.s
Kps = 0,1.0,1 0,01 = s2
Kps= 0,01 s = 0,1 mol/L
 	Em outro tubo que foi adicionado cromato de potássio e nitrato de prata (reação encontra-se descrita abaixo), formou-se um precipitado de coloração vermelha – devido a formação do cromato de prata. 
2 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4↓ + 2KNO3
Kps do Ag2CrO4:
Ag2CrO4 2Ag+ + CrO42-
Kps = [Ag+]2.[CrO4]2- 5.10-4 = s2.s
Kps = (0,1)2.(0,05) 5.10-4 = s3
Kps = 5.10-4 s = 0,0794 mol/L
	Em um tubo de ensaio foi misturado 1 mL de cloreto de sódio, 1,0 mL de cromato de potássio e aproximadamente 1 gota e meia de AgNO3, formou-se um precipitado de coloração vermelha – cloreto de potássio. Após isto, para cessar a precipitação, foi adicionado 50 gotas de AgNO3. A reação obtida foi:
K2CrO4 + NaCl + AgNO3  KCl + Ag2CrO4 + NaNO3
Kps do KCl:
Kps = [K+].[Cl-] 0,02 = s.s 
Kps = 0,2.0,1 0,02 = s2
Kps = 0,02 s = 0,1414 mol/L
Tabela 2 – Resultados obtidos na experiência 1
	Ensaio
	Cor do precipitado
	Kps do sal precipitado
	Solubilidade do sal precipitado
(mol/L)
	NaCl + AgNO3
	Branco
	0,01
	0,1
	K2CrO4 + AgNO3
	Marrom-avermelhado
	5.10-4
	0,0794
	NaCl + K2CrO4 + AgNO3
	Vermelho
	0,02
	0,1414
5.3.2 Experiência 2
Foram adicionadas 20 gotas de AgNO3, aos 2 mL de NaCl, formou-se uma solução com precipitado branco (cloreto de prata) que foi centrifugado. Resultando, no entanto na reação:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Kps do AgCl:
AgCl Ag+ + Cl-
Kps = [Ag+].[Cl-] 0,01 = s.s
Kps = 0,1.0,1 0,01 = s2
Kps = 0,01 s = 0,1 mol/L
Acrescentou-se ao precipitado de cloreto de prata 2 mL de solução de sulfeto de sódio, notou-se a formação de um novo precipitado, só que agora com um coloração azulada ou ligeiramente violácea – devido a formação de sulfeto de prata, obteve-se a seguinte reação:
2AgCl + Na2S → Ag2S + 2NaCl
Kps do Ag2S:
Ag2S 2Ag+ + S2-
Kps = [Ag+]2.[S2-] 1.10-3 = s2.s
Kps = (0,1)2.(0,1) 1.10-3 = s3
Kps = 1.10-3 s = 0,1 mol/L
Tabela 3: Resultados obtidos na experiência 2
	
Ensaio
	Reação Química
(Forma iônica)
	
Cor do precipitado
	
Kps do precipitado
	Solubilidade do precipitado (mol/L)
	AgNO3 + NaCl
	**
	Branco
	0,01
	0,1
	Ppt + Na2S
	**
	Preto
	1.10-3
	0,1
** detalhados acima, durante a explicação.
5.3.3 Experiência 3
	Após a adição de 2 gotas de Na2C2O4 a 3,0 mL da solução de nitrato de bário houve precipitação completa da mesma, formando um precipitado de coloração branco resultado da formação do oxalato de bário. A reação pode descreve-se da forma a seguir:
Ba(NO3)2 + Na2C2O4  Ba(C2O4) + 2 NaNO3
Kps do Ba(C2O4):
Ba(C2O4) Ba2+ + C2O42-
Kps = [Ba2+].[C2O42-] 0,01 = s.s
Kps = 0,1.0,1 0,01 = s2
Kps = 0,01 s = 0,1 mol/L
	No procedimento posterior utilizou-se o sobrenadante, formado predominantemente por nitrato de sódio (pois é um sal solúvel) e adicionou-se 1 mL de cromato de potássio. Agitou-se está solução que foi centrifugada, gerando-se então um precipitado amarelo claro resultado da formação do cromato de sódio. 
2 NaNO3 + K2CrO4 2 KNO3 + Na2CrO4
Kps do Na2CrO4:
Na2CrO4 2Na+ + CrO42-
Kps = [Na+]2.[CrO42-] 1.10-3 = s2.s
Kps = (0,1)2.(0,1) 1.10-3 = s3
Kps = 1.10-3 s = 0,1 mol/L
Tabela 4: Resultados obtidos na experiência 3
	Ensaio
	Reação Química
	Cor do precipitado
	Kps do precipitado
	Solubilidade do precipitado (mol/L)
	Ba(NO3)2 + Na2C2O4
	**
	Branco
	0,01
	0,1
	Sobren. + K2CrO4
	**
	Amarelo claro
	1.10-3
	0,1
** detalhada na explicação.
6. CONCLUSÃO
	No laboratório, tivemos a oportunidade de observar o que estudamos na teoria, em sala de aula. Estudamos diferentes equilíbrios de solubilidade, relembramos a parte matemática de soluções e os tipos de soluções, saturadas, insaturadas e supersaturadas.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· SKOOG, D. A.; WEST, F. J.; HOLLER, D. M.; CROUCH, R. S. Fundamentos de Química Analítica. 9ª ed. São Paulo: Trilha, 2014;
· KOTZ, John C.; WEAVER, Gabriela C.; TREICHEL, Paul M. Química Geral e Reações Químicas 2. 5ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994;
· Disponível em: <http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_solubilidade.pdf>. Acesso em: 06 de setembro de 2018.
· Disponível em: <http://www.quimica.ufpr.br/fmatsumo/antigo/2011_CQ092_PreparacaoDeSolucoes_Pratica2.pdf>.Acesso em: 06 de setembro de 2018.