RELATÓRIO SOLUBILIDADE E PRECIPITAÇÃO

SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL[pic 1][pic 2]

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PARÁ.

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CURSO: TÉCNICO EM QUÍMICA INTEGRADO AO ENSINO MÉDIO

DISCIPLINA:  ANÁLISE QUIMICA QUALITATIVA

TURMA: I2023MC

PROFESSOR: Rogilson Porfirio

                                     

SOLUBILIDADE E PRECIPITAÇÃO

Alunos:  Artur Da Silveira Peres – 20192024105

Elionai Felipe R. De Lima Souza – 20192024088

Rian Martins Viana – 20192024107

Belém-PA 2022

INTRODUÇÃO

SOLUBILIDADE

        É a propriedade física da matéria determinada experimentalmente que está relacionada ao quanto uma substância é capaz de dissolver-se em outra. Também chamada de coeficiente de solubilidade, que expressa a quantidade de soluto que uma determinada quantidade de solvente é capaz de dissolver é uma dada temperatura, ou seja, X gramas em YmL em Z°C. Quando a solução (soluto + solvente) contém uma quantidade de soluto inferior a quantidade tabelada no coeficiente de solubilidade, contendo o volume de solvente proporcionalmente igual, dessa solução, esta recebe o nome de insaturada, ou seja, o soluto presente no meio é inferior proporcionalmente a quantidade máxima que pode ser dissolvida pelo solvente presente. Quando a proporção do soluto presente em uma dada solução é semelhante proporcionalmente ao máximo tabelado para aquela quantidade de solvente, esta é chamada de saturada, ou seja, a quantidade de soluto presente no meio está no máximo permitido para aquele volume de solvente e se for introduzido neste meio mais soluto, este ficará no fundo do recipiente e a solução receberá o nome de supersaturada – pois a quantidade de soluto presente é superior ao máximo que aquele determinado volume de solvente é capaz de dissolver naquela temperatura -. Todos os três tipos de solução são diretamente influenciados pela variação da temperatura do meio, o que isso quer dizer? Quer dizer que uma solução inicialmente considerada saturada, ao sofrer uma variação de temperatura, pode tornar-se insaturada ou supersaturada, depende das características da solução, se ela aumenta ou diminui sua solubilidade.

        Em soluções supersaturadas ocorre um fenômeno químico chamado de precipitado, que é a formação de um composto sólido – insolúvel na solução – que pode se depositar no fundo do recipiente, nas paredes dele e também podem ficar flutuando no interior da solução, como pequenos colóides e flocos. A precipitação não é evidenciada somente quando é constatado a formação de um sólido na solução, pois há casos em que dependendo da concentração dos sais que originarão determinado precipitado este pode ficar parcialmente insolúvel e a evidência de formação de precipitado no recipiente é constatada em diferenças de turbidez da solução. As reações de formação de precipitado nem sempre são com cinética rápida, ou seja, há casos em que necessita-se de tempo até que a formação ocorra, podendo ser acelerada com a utilização de uma centrífuga, acrescentando mais reagente ao sistema e até mesmo variando a temperatura do meio. Estas duas últimas possibilidades são possíveis porque a precipitação se encaixa nos princípios de lê chatelier e o efeito do íon comum. Como assim? Ao deslocar o equilíbrio com a adição de um determinado reagente você favorece a formação de produtos ou reagentes, dependendo do meio, e variando a temperatura ocorre a mesma coisa, o equilíbrio pode ser deslocado para o lado endotérmico da reação (formação de reagentes) quando a temperatura do sistema é diminuída ou deslocada para o lado exotérmico da reação (favorecendo a formação de produtos) quando se aumenta a temperatura do meio, sempre deve-se analisar o coeficiente de solubilidade das substâncias formadas para se pressupor como variar a temperatura quando se deseja acelerar a formação do precipitado.

        Além das variáveis já citadas, a respeito da formação de precipitados e sua solubilização, deve-se atentar as reações envolvidas e sua respectiva estequiometria. O balanceamento das equações químicas permite visualizar as proporções de matéria entre reagentes para a formação de determinado precipitado. Com a adição de reagentes à solução, a mesma está sujeita ao princípio de Lê Chatelier, o qual explica o deslocamento da reação química da solução, a situações ainda que, com a maior quantidade de reagentes em um meio que haja precipitação, os cátions ou ânions do precipitado reagem formando complexos, aumentado drasticamente a sua solubilidade. Um exemplo é a precipitação de íons de prata com excesso de cloreto de prata, seguindo as reações abaixo:

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Nota-se que as duas primeiras equações têm o equilíbrio deslocado para a esquerda seguindo a adição de íons cloreto. Com o excesso de íons cloreto, nas duas últimas reações, pode-se observar o equilíbrio para o lado inverso, formando um complexo de prata e cloreto. O gráfico na seguir ilustra a elevação da solubilidade do cloreto de prata com a adição de cloreto.

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Essa reação ocorre devido a característica de certos íons metálicos se comportarem como um ácido de Lewis, em especiais os metais de transição, que na presença de bases de Lewis interagem dando origem a um agrupamento de íons metálicos com base de Lewis, denominado de íon complexo. Os íons complexos são altamente solúveis em água e acabam tendo a capacidade de solubilizar um precipitado metálico na presença de uma base de Lewis adequada. (BROWN, LEMAY, BURSTEN, MURPHY, WOODWARD, STOLTZFUS, 2016).

OBJETIVOS PRINCIPAIS

• Solubilidade dos elementos químicos (cátions)
• Reações de balanceamento
• Verificar nas reações químicas: precipitado, liberação de gases, mudança de coloração, temperatura, tipos de reações ocorridas
• Verificar o tipo de precipitado (cristalino, amorfo...)

OBJETIVOS SECUNDÁRIOS

• Observar o deslocamento do equilíbrio químico e a influência de fatores externos nas reações de precipitação
• Realizar semimicroanálises por via úmida
• Observar a cinética das reações

METODOLOGIA

Para realização dos experimentos seguiu-se a metodologia sugerida pelo professor orientador.

Experimento I

• Separe sete tubos de ensaio e adicione de três a cinco gotas dos reagentes (KNO3, SrCl2, Bi(NO3)3, CaCl2, BaCl2, Co(NO3)2, FeSO4, Al2(SO4)3) de modo que cada tubo contenha inicialmente apenas um dos reagentes.
• Adicione gota a gota o hidróxido de amônio (NH4OH) em cada um dos tubos e observe  as evidências das reações

Experimento II

• Separe cinco tubos de ensaio e adicione de três a cinco gotas dos reagentes (Hg(NO3)2, SrCl2, Bi(NO3)3, CaCl2) de modo que cada tubo contenha inicialmente apenas um dos reagentes.
• Adicione gota a gota ácido sulfúrico (H2SO4) em todos eles e observe o tubo de ensaio.

Experimento III

• Separe dois tubos de ensaio e adicione de três a cinco gotas dos reagentes (Pb(NO3)2, KI) de modo que cada tubo contenha inicialmente apenas um dos reagentes.
• Adicione gota a gota nitrato de prata (AgNO3) neles e observe o tubo de ensaio.

Experimento IV

• Separe quatro tubos de ensaio e adicione de três a cinco gotas dos reagentes (Cu(NO3)2, Co(NO3)2, FeSO4, NiSO4) de modo que cada tubo contenha inicialmente apenas um dos reagentes.
• Adicione gota a gota hidróxido de sódio (NaOH) em todos os tubos e observe o comportamento do sistema após a mistura

MATERIAIS E EQUIPAMENTOS

REAGENTES	EQUIPAMENTOS
KNO3 (0,1M)	Tubos de ensaio
SrCl2 (0,5M)	Estante para tubos de ensaio
Bi(NO3)3 (0,2M)
CaCl2 (0,2M)
Co(NO3)2 (0,2M)
FeSO4 (0,1M)
Al2(SO4)3 (0,2M)
Cu(NO3)2 (0,2M)
NiSO4 (0,5M)
AgNO3 (0,05M)
NaOH (2M)
H2SO4 (0,2M)
Hg(NO3)2 (0,2M)

RESULTADOS E DISCUSSÃO

        Para o procedimento I –