EXPERIMENTO – SOLUBILIDADE E TERMODINÂMICA

EXPERIMENTO 1 – SOLUBILIDADE E TERMODINÂMICA

Douglas Gomes

Fernanda Thaís

Larissa Bicalho

Marlen Danielle

Montes Claros – MG

Março - 2016

SUMÁRIO

Introdução------------------------------------------------------------------------------------3

Objetivos-----------------------------------------------------------------------------------------------3

Reagentes e equipamentos -----------------------------------------------------------------4

Parte experimental----------------------------------------------------------------------------5

Resultados e Discussão---------------------------------------------------------------7

Conclusão----------------------------------------------------------------------------- 8

Referências----------------------------------------------------------------------------9

INTRODUÇÃO

Os compostos químicos se dissolvem em diferentes solventes nos mais diferentes graus de intensidade, os quais por sua vez são afetados por vários fatores, dos quais sobressai a temperatura.

A dissolução de um cristal iônico apenas ocorre em solventes polares e nessa dissolução ocorrem simultaneamente dois processos:

a) separação dos íons fortemente ligados no retículo cristalino;

b) solvatação (fenômeno que ocorre quando um composto iônico ou polar se dissolve em uma substância polar, sem formar uma nova substância) dos íons (hidratação no caso do solvente ser a água).

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) (1)

K = [K+][NO3-] = (s)(s) = s2 (2)

A constante de equilíbrio pode ser usada para calcular temperatura, usando a seguinte relação:

 G° = -RTln K (3)

lnK = - G°/RT (4)

Considerando a relação:

 Gº = Hº - TSº (4)

Substituindo na equação (4), chega-se a:

lnK = -Hº/RT + Sº/R

Esta equação permite calcular o valor de Hº através da inclinação do gráfico de lnK versus 1/T.

OBJETIVOS

Calcular as variáveis termodinâmicas H, S e G, do equilíbrio da reação de dissolução do KNO3.

REAGENTES E EQUIPAMENTOS

Provetas de 50 mL;

Pipeta volumétrica de 10 e 5 mL;

Termômetro;

KNO3(s);

2 tubos de ensaio grandes;

Banho-maria.

PARTE EXPERIMENTAL

a) Pesou-se 10 gramas de KNO3 e transfira para um tubo de ensaio;

b) Adiciono-se 7,5 mL de água destilada e aqueça o tubo em um banho (com água já quente) agitando até que o KNO3 se dissolva;

c) Determinou-se e anote o volume de KNO3. Isto foi feito enchendo outro tubo de ensaio idêntico com água, até que o volume de ambos seja o mesmo e medindo o volume contido no segundo tubo, em uma proveta;

d) Removeu–se o tubo teste com a solução de KNO3 do banho de água e deixou esfriar lentamente;

e) Com um termômetro dentro da solução, anotou a temperatura de aparecimentos dos primeiros cristais;

f) Adicionou 2,5 mL de água ao tubo teste, e aqueceu a mistura até que o sólido se dissolva novamente. Determinou o volume da solução como antes;

g) Esfriou-se lentamente e anotou a temperatura na qual os primeiros cristais aparecem.

h) Repetiu-se o ciclo (passos f e g) adicionando sempre 2,5 mL de água por mais 4 vezes.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Ao ser adicionado o nitrato de potássio (KNO3) em água, observou-se que a reação liberou calor podendo assim ser constada que é uma reação exotérmica, e também foi analisado que ao aquecer o tubo de ensaio em banho maria as laterais ficaram turvas e foi formado um precipitado branco.

Realizados todos os procedimentos disposto para a prática, assim um dos cálculos que pode se calcular foi o inverso da temperatura:

1/T

Outro cálculo realizado foi a constante K pela seguinte equação:

K = [K+][NO3-] = (s)(s) = s2

s = n/v

n = número de mols (0,0999)  massa / massa molar

v = volume da solução (em cada etapa)

s = solubilidade

∆H=ln⁡(K1/K2)/((∆T))×R

∆H= Variação da entalpia

R= Constante dos gases perfeitos 8,3215 J/Kmol

∆T= Variação de temperatura

K=