Relatório - Termodinâmica da Solubilidade

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAIBA 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
LUÍS HENRIQUE BARBOSA SOUZA 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO TERMODINAMICA DA SOLUBILIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
1. INTRODUÇÃO 
O produto de solubilidade é simbolizado por KPS ou KS e é uma constante de 
equilíbrio entre um sólido não dissolvido e seus íons. O estudo do produto de solubilidade 
(KPS) sempre envolve um soluto pouco solúvel em solução. O produto de solubilidade é 
simbolizado por KPS ou KS e é uma constante de equilíbrio entre um sólido não dissolvido e 
seus íons. O estudo do produto de solubilidade (KPS) sempre envolve um soluto pouco 
solúvel em solução. 
Consideremos o fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2), um sal que possui pouca solubilidade 
em condições ambientes. Ao ser colocado em meio aquoso, ele dissocia-se e forma alguns 
íons, conforme a equação iônica a seguir mostra: 
Ca3(PO4)2(s) → 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq) 
No entanto, visto que sua solubilidade é pequena, alguns desses íons formados 
tendem a unir-se novamente, o que ocasiona a precipitação do sal: 
3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq) → Ca3(PO4)2(s) 
A expressão matemática para calcular a constante do produto de solubilidade sempre 
usa a concentração molar de cada íon, elevada às suas respectivas quantidades molares: 
Kps = [Y+] b.[X-]a 
A partir da análise da constante do produto de solubilidade, é possível determinar a 
classificação de uma solução em saturada, insaturada ou saturada com corpo de fundo. Essa 
análise sempre relaciona o produto da solubilidade com o Kps. 
- Se o produto de solubilidade for menor ao valor do Kps, a solução será insaturada. 
- Se o produto de solubilidade for igual ao valor do Kps, a solução será saturada. 
- Se o produto de solubilidade for maior ao valor do Kps, a solução será saturada com corpo 
de fundo. 
A partir da análise da constante do produto de solubilidade, é possível determinar a 
classificação de uma solução em saturada, insaturada ou saturada com corpo de fundo. Essa 
análise sempre relaciona o produto da solubilidade com o Kps. 
- Se o produto de solubilidade for menor ao valor do Kps, a solução será insaturada. 
- Se o produto de solubilidade for igual ao valor do Kps, a solução será saturada. 
- Se o produto de solubilidade for maior ao valor do Kps, a solução será saturada com corpo 
de fundo. 
O que acontece nesse processo de solubilidade entre o soluto e solvente e um 
processo conhecido como solvatação e que quando um soluto se dissolve no solvente, as 
moléculas do solvente formam estruturas que envolvem as moléculas dos solutos. Existem 
também casos em que a solubilidade diminui com o aumento da temperatura, como a 
dissolução do gás oxigênio em água. 
Os gases, em geral, são pouco solúveis em líquidos. Existem, porém, dois fatores que 
alteram sua solubilidade: a pressão e a temperatura . A influência da pressão sobe um líquido 
pode ser enunciada pela Lei de Henry: “Em temperatura constante, a solubilidade de um gás 
em um líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido.” 
Essa lei se aplica somente em certas condições, nas quais a concentração do soluto e sua 
pressão parcial são relativamente baixas, ou seja, quando o gás e a solução são ideais e 
quando não ocorre interação entre o soluto e o solvente. A lei de Henry pode ser expressa da 
seguinte forma: 
P=KX 
onde: 
 X= fração molar de líquido do gás em solução (é a solubilidade do gás); 
{P=} pressão parcial na fase gasosa; 
{K=} constante de proporcionalidade (ou constante de Henry); 
Cada gás tem sua própria constante, que varia com a temperatura. Um exemplo disso 
ocorre quando se abre uma garrafa de refrigerante: a pressão é reduzida, acarretando a 
diminuição da solubilidade de CO2, que é liberado na forma de bolhas. 
Quando se fala em solubilidade, é comum a afirmação “semelhante dissolve 
semelhante”. Ou seja, uma substância polar tende a se dissolver num solvente polar e uma 
substância apolar tende a se dissolver em um solvente apolar. 
Sendo assim, fica mais fácil entender por que muitas substâncias inorgânicas, como 
os sais e os ácidos, que são polares dissolvem-se na água que é um solvente polar, como por 
exemplo, água e álcool. Já as substâncias orgânicas que, geralmente, são apolares dissolvem-
se em solventes orgânicos também apolares; por exemplo, é possível dissolver a parafina na 
gasolina, a gasolina no querosene, mas o mesmo não acontece se o solvente for a água. O 
mesmo acontece com óleo e água, que não se misturam. 
2. OBJETIVO 
Calcular a constante de equilíbrio para o processo de dissolução de um sal e utilizar 
no cálculo da energia livre de Gibbs e a partir da mesma, calcular a entalpia e a entropia desse 
processo. 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Press%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Temperatura
https://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Henry
https://pt.wikipedia.org/wiki/Press%C3%A3o_parcial
https://pt.wikipedia.org/wiki/Fra%C3%A7%C3%A3o_molar
 
 Água destilada 
 Nitrato de potássio (KNO3) 
 Termômetro 
 Pipeta 
 Tubo de ensaio 
 Vidro de relógio 
 Bastão de vidro 
 Pisseta 
 Béquer 
 Placa aquecedora 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Nosso presente experimento consistiu inicialmente em pesarmos 20g de KNO3 onde 
colocamos em um tubo de ensaio. No próximo passo aquecemos uma pequena quantidade de 
água, de aproximadamente 15 mL de água, onde misturamos a água e o KNO3. 
Feito isso mexemos vagarosamente a mistura ate que todo o nitrato de potássio 
ficasse dissolvido. Logo após o nitrato de potássio ter sido totalmente dissolvido retiramos da 
placa aquecedora, onde observamos e anotamos o seu volume atingido. Com o auxílio de um 
termômetro fomos mexendo vagarosamente a solução até que a mesma fosse abaixando a sua 
temperatura, até que surgisse os primeiros cristais no interior do tubo de ensaio onde também 
registramos a temperatura do início desse processo. 
Feito isso, adicionamos 5 mL de água, aquecendo a substancia ate que se dissolvesse 
completamente e novamente anotamos os valores necessários, logo após a dissolução, 
novamente resfriamos ate o aparecimento dos primeiros cristais. 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Temperatura e tempo de cristalização 
Sal (KNO3) T. Crist Volume (mL) 
I 60 25 
II 57 30 
III 48 34 
IV 41 39 
V 38 43 
 
Com os dados encontrados agora podemos utilizá-los para calcular as molaridades 
em cada situação, além de encontramos os valores do inverso da temperatura: 
1ª SITUAÇÃO (ENCONTRO DAS MOLARIDADES PARA CADA ETAPA) 
M1 = 
 
 
 = 
 
 
 = 7, 9127 mol/L 
M2 = 
 
 
 = 
 
 
 = 6,5939 mol/L 
M3 = 
 
 
 = 
 
 
 = 5,8182 mol/L 
M4 = 
 
 
 = 
 
 
 = 5,0722 mol/L 
M5 = 
 
 
 = 
 
 
 = 4,6004 mol/L 
 
Agora efetuaremos alguns cálculos com o inverso das temperaturas que foram 
atingidas durante todo o experimento: 
2ª SITUAÇÃO (INVERSO DA TEMPERATURA) 
 
 
 
 = 3,001 x 10
-3
 K 
 
 
 
 3,002 x 10-3 K 
 
 
 
 = 3,113 x 10
-3
 K 
 
 
 
 = 3,183 x 10
-3
 K 
 
 
 
 = 3,213 x 10
-3
 K 
Como podemos notar ao analisar os dados obtidos, percebemos que à medida que 
aumentamos o volume de água em cada tubo, observamos que a molaridade também diminui. 
Mais como o aquecimento e o resfriamento de cada item temos a formação de cristais só que 
cada vez em menores volumes e que demoram cada vez mais para aparecer. 
6. APLICAÇÕES DOS RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1) Utilizando a equação, calcule o Kps para cada temperatura. 
Para que possamos responder à questão referente primeiro precisamos determinar a reação 
química que ocorre durante o experimento. 
KNO3 → K + + NO3- 
K = (K+) (NO3-)  K = (S)(S)  K = S2, sendo assim temos que S2 = M 
TEMPERATURAT1 
K1 = (𝟕, 𝟗𝟏𝟐𝟕) 
2 = 62,61 
TEMPERATURA T2 
𝐾2 = (𝟔, 𝟓𝟗𝟑𝟗) 2 = 43,48 
TEMPERATURA T3 
𝐾3 = (𝟓, 𝟖𝟏𝟖𝟐) 
2
 = 𝟑𝟑, 𝟖5 
TEMPERATURA T4 = 
𝐾4 = (𝟓, 0722) 
2
 = 10,1444 
TEMPERATURA T5 
K5 = (4,6004) 
2
 = 21,1636 
2) Utilizando a equação, calcule ΔG0 para cada temperatura 
𝜟𝑮0 = − 𝑹𝑻𝒍𝒏K 
Para realizarmos esse cálculo precisamos do lnK, então: 
 
 
 
Agora podemos calcula a variação de energia para cada tipo de temperatura: 
 
 
3) Faça um gráfico de lnKps pelo inverso da temperatura e determine 𝜟H0 para o 
processo, a partir da inclinação da reta. 
 
 
4) Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe os pontos fracos e 
fortes do experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los. 
Para o experimento se tornar mais explicito em relação aos resultados esperados, é preciso 
rever a questão dos reagentes utilizados e as suas respectivas datas de validade. Como no 
nosso experimento a formação dos cristais demorou um pouco e tivemos dificuldades em 
visualiza-los durante a prática, o mesmo atingiu o objetivo apenas em outro dia, onde 
podemos observar com clareza os cristais já formados. 
5) Explique corretamente o que significa o aparecimento dos primeiros cristais. 
Com as diferenças de temperaturas conseguimos realizar a formação dos mesmos pois ao logo 
do tempo vamos atingindo os pontos de saturação, onde a mesma fica supersaturada e com 
isso ocorre a formação de precipitados, que são os cristais observados. 
6) Diga-me corretamente o que se entende por constante de equilíbrio, 
especificamente Kps. 
É um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto no momento 
em que ocorre o equilíbrio. 
7) O processo de dissolução é endotérmico ou exotérmico? É espontâneo? Porque? 
Trata-se de um processo endotérmico onde ocorre a absorção de calor para a formação dos 
cristais, se tornando um processo não espontâneo pois os valores de Gibbs são todos 
positivos. 
CONCLUSÃO 
 
Com o presente experimento podemos observar e calcular as diversas energias 
envolvidas em um processo de dissolução até a formação de precipitados bem explícitos. O 
nosso experimento conseguiu atingir todos os nossos objetivos, apesar de não vermos os 
cristais 100% na hora do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
1 - Química geral: conceitos essenciais / Raymond Chang; tradução: Maria José Ferreira 
Rebelo... [et al.]. – 4. Ed. – Porto Alegre: AMGH, 2010. XX, 778 p.; 28 cm. 2 
Manual de prática de Físico-Química experimental (UEPB)