Entalpia De Dissolução

Universidade Federal de Juiz de Fora

Instituto de Ciências Exatas

Departamento de Química

Laboratório de Termodinâmica Química

Entalpia de Dissolução

Juiz de Fora – MG 2014

Nome: Luã Guilherme L. L. Oliveira

Introdução

A dissolução de uma substância em água - principalmente para o caso das substâncias iônicas - ocorre sempre com transferência de energia. Uma vez verificado que a maioria das reações químicas se processa em meio aquoso, a compreensão acerca da entalpia de dissolução mostra-se importante à correta análise de tais processos.

Define-se a entalpia de dissolução como a variação de entalpia associada à dissolução de 1 mol de soluto em uma quantidade de solvente maior ou igual à mínima necessária para que se tenha a máxima variação de entalpia no processo, ou seja, para que se tenha a dissolução completa do soluto.

Dependendo do espécime químico o processo de dissolução pode em si não ser muito simples, por vezes incluindo várias etapas, as quais podem implicar em respectivas variações de entalpia com sinais trocados.

A fim de poder comparar a capacidade de um solvente em dissolver um soluto dado, se utiliza uma grandeza que recebe o nome de solubilidade. A solubilidade de uma substância em relação a um solvente é a concentração que corresponde ao estado de saturação a uma determinada temperatura.

No equilíbrio a solubilidade do KNO3 em água, dado esquematicamente por:

KNO3 (s)  KNO3 (aq)

E sua constante de equilíbrio é dada por:

E como a concentração do sólido é constante, por convenção, igual a um,

K = [KNO3] dissolvido

Termodinamicamente, a constante de equilíbrio é dada em função da energia livre de Gibbs ΔG:

ΔG = RT ln K = ΔH - TΔS

onde ΔH é a entalpia padrão da dissolução, ΔS é a entropia padrão da dissolução, T é a temperatura absoluta em que a dissolução ocorre e R é a constante dos gases. Aplicando esta equação a duas temperaturas, T0 e T, têm-se:

Onde X0 e X são as frações molares do KNO3 nas soluções saturadas, às temperaturas T0 e T, respectivamente. Deste modo, a determinação da fração molar do KNO3 a duas temperaturas permite determinar a entalpia padrão de dissolução.

Objetivo

A presente prática tem por finalidade construir a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água (KNO3) colocando na ordenada a solubilidade e na abscissa as temperaturas a fim de determinar ΔH°diss e sua temperatura padrão de fusão.

Parte Experimental

Material Utilizado

6 tubos de ensaio numerados

1 béquer de 250 mL

2 agitadores manuais

2 termômetros

2 garras e 2 suportes

bastão de vidro

2 béqueres para banho de Maria

agitadores magnéticos com aquecimento

1 béquer de 1000 mL

Procedimento

Prepare em um tubo de ensaio, devidamente numerado, a quantidade de KNO3 indicada na tabela 1.

Considerando a densidade da água, 1g/ml, transfira 5ml de água destilada diretamente sobre o sal contido no fundo do tubo. Evite deixar gotas de líquido aderidas às paredes do tubo.

Vede o tubo e aqueça.

Desligue o aquecimento assim que todo o sal estiver dissolvido, retire o tubo do banho e continue a agitar regularmente a solução.

Depois de algum tempo aparecerá uma leve turvação da solução devido à formação de pequenos cristais do sal; anote a temperatura (T1) neste instante.

Retorne o tubo dentro do banho, agitando a solução, leia a temperatura (T2) no momento em que desaparecer a turvação. Cuide para que a temperatura do banho não esteja muito mais alta que T1 para minimizar erros.

Tire as médias das temperaturas (T1 e T2) e o resultado (Tm) será considerada a temperatura da solubilidade daquela quantidade de sal.

Sendo feito esse processo para 2 tubos,e recolhidos os dados para os demais tubos de outros grupos.

Resultados

Tabela 1: Dados coletados

g KNO3 / 5 mL T1 °C T2 °C Tm °C

3,90 46,0 46,0 46,0

4,50 51,8 52,0 51,9

5,50 60,0 60,0 60,0

7,00 82,0 72,0 77,0

8,45 87,0 80,0 83,5

9,50 90,0 90,0 90,0

Calculo da fração molar

MM H20 = 18 g/mol

MM KNO3 = 101 g/mol

Para água :

5 ml de água