RELATÓRIO SOLUBILIDADE E PRECIPITAÇÃO
Por: Artur Peres • 19/12/2022 • Relatório de pesquisa • 1.846 Palavras (8 Páginas) • 121 Visualizações
SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL[pic 1][pic 2]
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PARÁ.
[pic 3]
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:
[pic 4]
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.
[pic 5]
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 –
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