A Extração de DNA do Tomate

UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO

FACULDADE DE CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS

Relatório 4 – Solubilidade de sólidos em líquidos

Disciplina QFL 0137 Química Geral

Professor: Pedro Vidinha

Dérick Carneiro Ribeiro N. USP 9328756

Flávia Campos da Cruz N. USP 5938224

Natália Mendes Schöwe N.USP 5873657

São Paulo

2016

Introdução

As soluções são definidas como uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Os componentes de uma solução são o soluto e o solvente; em geral, o soluto está em menor quantidade na solução e o solvente é o meio em que se dissolve o soluto. De acordo com a quantidade de soluto, a solução pode ser classificada em insaturada, saturada e supersaturada. A solubilidade de um soluto reflete a concentração em que há o equilíbrio entre o soluto dissolvido e não dissolvido em uma solução saturada. Assim, se a solução estiver saturada e mais sólido, por exemplo, for adicionado a ela, observar-se-á um precipitado, pois não há mais moléculas de solvente livres para dissolvê-lo. No entanto, em nível microscópico, o que ocorre é um equilíbrio dinâmico entre a dissolução e a reprecipitação do sólido, ou seja, as velocidades dessas reações são iguais.

As solubilidades dos compostos variam muito entre si. No entanto, alguns princípios podem ser utilizados para se fazer uma previsão de solubilidade, a iniciar pelo fato de que compostos polares se dissolvem em solventes polares e compostos apolares, em solventes apolares. De maneira geral, os compostos iônicos são considerados polares, assim, pode-se inferir que são solúveis em água, que também é uma molécula polar. As ligações iônicas também conferem certa facilidade de dissolução, pois após a dissociação dos íons, estes interagem com os dipolos da água, favorecendo a solvatação do soluto.

A solubilidade de compostos iônicos também pode ser influenciada pelas forças eletrostáticas, de atração ou repulsão, que podem ser estimadas pela lei de Coulomb, segundo a qual a atração entre os íons de cargas opostas aumenta conforme aumentam suas cargas e conforme diminui a distância entre eles. Por exemplo, os íons K+, Li+ e Na+ possuem um pequeno raio atômico, o que resulta em uma pequena distância entre eles e os ânions a que se ligam, aumentando a força de atração entre eles e, consequentemente, dificultando sua separação, o que pode dificultar também sua solubilidade. A energia consumida para essa quebra de ligação iônica é chamada de ΔreticularH, que somada à energia liberada quando os íons são circundados por moléculas de água (ΔhidrataçãoH, a dissolução em si), compõe a entalpia de dissolução, um parâmetro que auxilia na previsão da solubilidade de compostos iônicos. No entanto, aceita-se que a entropia é o fator que mais influencia no processo de dissolução. A entropia mede a energia associada à dispersão das moléculas.

Uma vez que são muitos os fatores que influenciam a solubilidade de um sólido em um líquido, pode-se fazer um experimento para determinar a quantidade de um sal, por exemplo, que se dissolve em uma determinada quantidade de água e temperatura. Um sal muito utilizado para esse fim é o nitrato de potássio (KNO3), que possui diversas aplicações, como em adubos (fonte de nitrogênio e potássio para plantas), fertilizantes e alimentos (para evitar a proliferação de bactérias). Nesse experimento, diversas quantidades de KNO3 são dissolvidas na mesma quantidade de água a fim de determinar a temperatura em que as soluções se tornam saturadas. O resultado é a curva de solubilidade do sal.

Objetivo

Construir a curva de solubilidade do KNO3.

Procedimentos

Foram estabelecidas sete massas diferentes de KNO3 para a construção da curva, as quais foram: 2,00; 4,00; 6,00; 8,00; 10,00; 12,00 e 14,00 g. Foram selecionados 3 grupos de alunos para cada quantidade.

Após a pesagem em balança semianalítica de 4 g de KNO3, o sal foi transferido para um tubo de ensaio, ao qual se adicionaram 10 mL de água destilada. O tubo foi aquecido em banho-maria, sendo a solução agitada com bastão de vidro até a completa dissolução do sal. Introduziu-se um termômetro na solução e, após retirá-la do banho-maria, foi registrada a temperatura em que o sal começou a cristalizar. O sal foi redissolvido e o procedimento, repetido três vezes. Os dados de todos os grupos foram compartilhados em sala. Foi feita uma média das seis medidas de temperatura em que cada medida de sal recristalizou.