Solubilidade, Notas de estudo de Química Industrial

Baixe Solubilidade e outras Notas de estudo em PDF para Química Industrial, somente na Docsity! SUMÁRIO INTRODUÇÃO...............................................................................................................3 OBJETIVO.......................................................................................................................4 1. MATERIAL E MÉTODOS....................................................................................... 5 1.1. Materiais....................................................................................................... 5 1.2. Reagentes...................................................................................................... 5 1.3. Procedimento Experimental......................................................................... 6 2. RESULTADOS E DISCUSSÕES............................................................................ 7 2.1. A polaridade da água.................................................................................... 7 2.2. Solubilidade dos compostos......................................................................... 7 2.3. Ordem de solubilidade............................................................................... 11 2.4. Condução elétrica....................................................................................... 12 2.5. Considerações sobre Glicerina e Sacarose................................................. 12 CONCLUSÃO.............................................................................................................. 14 REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS....................................................................... 15 INTRODUÇÃO 1 Considera-se a solubilidade de um material, a quantidade deste material que se adiciona a um volume fixo de água (usualmente 1L) até atingir o grau de saturação deste material, numa temperatura determinada1. A maioria dos compostos iônicos, aqueles formados por ligação entre elementos muito eletropositivos e muito eletronegativos (geralmente metais e ametais), dissossiam-se em água deixando íons livres na solução. Ocorre a solvatação do material iônico, pois sendo estes compostos polares e a água tendo uma alta constante dielétrica, já que ela é também, bastante polar e irá envolver os íons do retículo cristalino no sal, disperssando-os por todo o líquido. A parte do dipolo positivo (que serão os halogênios) da água atrairá os ânions Cloreto e os envolverá com vários de suas moléculas; de forma semelhante, a parte negativa do dipolo da água (que será o Oxigênio) envolverá os cátions Sódio, cercando-os com moléculas de H2O, impedindo a reaproximação de ânions e cátions do sal solúvel, conforme a Figura1. Figura 1-Pólos da molécula de H2O O que mantém íon e molécula unidos são forças intermoleculares denominadas Forças íon-dipolo, que explicam a hidratação de sais como o Cloreto de Sódio (NaCl) por exemplo. A polaridade é, normalmente, medida pela grandeza denominada momento dipolar (µ), dado quantitativo que é dado pelo produto da carga atômica em módulo (2), multiplicada pela distância que separa estas cargas (d)2: μ = Qd Onde μ tem como unidade o debye (D) 2 1.3. Procedimento Experimental O experimento realizado consistiu em dissolver Cloreto de Sódio, Sulfato de Cálcio, Alúmen de potássio, Nitrato de Potássio, Nitrato de Amônia , Nitrato de Cobre II, Etanol, Sacarose, Ciclohexano, Querosene, Tolueno , Glicerina em aproximadamente,2 mL de água destilada em Tubos de ensaio distintos, respectivamente para cada liquido ou sólido acima citado. Depois de realizada esta etapa e verificar a solubilidade dos compostos, adicionaram-se, aos Tubos de ensaio respectivos, quantidade suficiente de Cloreto de Sódio, Sulfato de Cálcio, Alúmen de potássio, Nitrato de Potássio, Nitrato de Amônia , Nitrato de Cobre II, Etanol, Sacarose, Ciclohexano, Querosene, Tolueno , Glicerina para saturar as soluções criadas destes compostos. Transferiu-se as soluções de Cloreto de Sódio, Sulfato de Cálcio, Alúmen de potássio, Nitrato de Potássio, Nitrato de Amônia , Nitrato de Cobre II, Etanol, Sacarose, Ciclohexano, Querosene, Tolueno , Glicerina para uma placa de teste. Feito isto, verificou-se a propriedade das soluções para conduzirem corrente elétricas; para isto usou-se um circuito elétrico com uma lâmpada ligada á tomada de corrente alternada (Figura 2). FIGURA 2 – Diagrama do circuito elétrico Para executar a verificação da condutividade elétrica, introduziam-se os pólos desencapados do circuito elétrico em cada uma das soluções despejadas na placa de teste. 2. RESULTADOS E DISCUSSÃO 2.1. A polaridade da Água Constata-se que a água, é um solvente polar, pois sua geometria possibilita o cálculo da resultante dos vetores momentos dipolares. A Figura 3 mostra a geometria da molécula, bem como seus vetores de momento dipolar e a resultante: FIGURA 3 – Polaridade da molécula de H2O 2.2. Solubilidade dos compostos Testadas as solubilidades de alguns compostos orgânicos e outros iônicos, foi possível gerar a Tabela 1, que relaciona algumas características físicas das substâncias (cor e estado físico) com a solubilidade dos mesmos em H2O destilada. Nome do composto Fórmula Estado Físico Cor Solubilidade em H2O Cloreto de Sódio NaCl Sólido Branco Solúvel Sulfato de Cálcio Ca(SO4)2 Sólido em pó Branco Insolúvel Alúmen de potássio AlK(SO4)2 Sólido Branco Solúvel Nitrato de Potássio KNO3 Sólido Branco Solúvel Nitrato de Amônia NH4NO3 Sólido Incolor Solúvel Nitrato de Cobre II Cu(NO3)2 Sólido Azul Solúvel Etanol C2H6O Líquido Incolor Solúvel Sacarose C12H22O11 Sólido Incolor Solúvel Ciclohexano C6H12 Líquido Incolor Insolúvel Querosene Líquido Incolor Insolúvel Tolueno C7H8 Líquido Incolor Insolúvel Glicerina C3H8O3 Líquido Amarelo Solúvel TABELA 1 - Solubilidade Nota-se que as substâncias iônicas, como o Cloreto de Sódio (NaCl), que são polares, devido ás forças intermoleculares íon-dipolo, são dissolvidos no meio aquoso. Pode-se então recordar do princípio de que semelhante dissolve semelhante e logo ter-se-á uma solução na qual o NaCl é dissociado em íons de Sódio (Na+) e íons Cloreto (Cl-) cercados por moléculas de água, e estas partículas tem diâmetro de até 10 A0 (Anstrong)1. A equação de dissolução é: NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) A solvatação do Sódio está ilustrada na Figura 4. FIGURA 4 – Solvatação do sal Cloreto de Sódio. O mesmo ocorre para o Sulfato de Alumínio e Potássio (AlK(SO4)2): Al2(SO4)3 (s) 2Al3+ (aq) + 3SO42- (aq) Há a formação de cátions trivalentes de Alumínio (Al3+), cátions de Potássio (K+) e ânions Sulfato (SO42-) dispersos no sistema. E para o Nitrato de Potássio (KNO3) vale o mesmo: KNO3 K+(aq) + NO3- (aq) NH4NO3 > Cu(NO3)2 > NaCl > AlK(SO4)2 > C12H22O11 > CaSO4 O Etanol (EtOH) é miscível com a água em proporções quaisquer. 2.4. Condução Elétrica Como na dissolução de compostos há a formação de íons e estes íons estão livres na solução, haverá a corrente elétrica, e ela será tanto mais forte, quando mais íons estiverem dispersos na solução. Portanto, espera-se que NH4NO3, como era bastante solúvel e necessitou- se de muitos gramas do sal para saturar a solução, seja um excelente condutor, já que os íons dispersos são muitos devido a grande quantidade de soluto adicionado á solução. Já a Sacarose é um péssimo condutor, pois sua solubilidade não se deve a dissociação de íons e sim por causa das Pontes de Hidrogênio; a polaridade da molécula admite uma pequena diferença de potencial, podendo conduzir, muito fracamente, eletricidade. A solubilidade da Sacarose é pouca devido ao tamanho da molécula, o que também reduz a propriedade condutora de eletricidade desta solução. O CaSO4 também conduz pouco a eletricidade, pois sua solubilidade em água é mínima, portanto, muito poucos íons estão dissociados na solução. Poder-se-ia ordenar conforme a prática realizada, a condutividade elétrica de alguns compostos. A intensidade da lâmpada mostrou qual solução melhor conduz e qual pior conduz a eletricidade. Ordenando, do melhor para pior condutor, tem-se a relação: NH4NO3 > KNO3 > Cu(NO3)2 > AlK(SO4)2 > NaCl > CaSO4 > C2H5OH > C12H22O11 2.5. Considerações sobre Glicerina e Sacarose A Glicerina, também conhecida como Glicerol, de nome oficial propanotriol-1, 2, 3, é xaooroso e incolor . A sua cor amarela (descrita na Tabela 1) deve-se á sua recuperação em laboratório, que a torna de incolor para amarelada5. Sua formula estrutural plana e geométrica está apresentada na Figura 6. FIGURA 6 – Estrutura da glicerina A Sacarose como fora afirmado possui uma molécula relativamente grande, ela é uma condensação de Glicose e Frutose. Sua estrutura pode ser avaliada pela Figura 7. FIGURA 7 – Estrutura da sacarose CONCLUSÃO A polaridade das moléculas e compostos iônicos é uma importante propriedade que permite ao profissional da área Química aplicá-la em seu cotidiano, produzindo quais solutos serão solvatados ou solubilizados em quais solventes, uma vez que semelhante dissolve semelhante. O conhecimento sobre solubilidade, miscividade e imiscividade é importante, uma vez que o Químico deve ter uma consciência ecológica e deve saber qual substância é solvatada pela água e qual não, podendo avaliar processos de limpeza de córregos e também o impacto ambiental de determinados solutos em meio aquoso, frente á toxicidade que muitas substâncias químicas apresentam. A água, por sua vez, é o solvente mais amplamente empregado (para substâncias inorgânicas pelo menos), conhecida como solvente universal. A água é um solvente apolar tão poderoso, pois sua constante dielétrica é igual a 80, isto significa que ele enfraquece oitenta vezes as forças eletrostáticas com as quais entra em contato. Essa é a razão pela qual ela, a água, dissolve tão facilmente o NaCl, por exemplo2. A polaridade é, portanto, a grande responsável pelos fenômenos como a existência de corrente elétrica em soluções salinas, que surge, pois os íons livres na solução deslocam a diferença de potencial dos eletrodos do pólo positivo ao negativo, fechando o circuito elétrico. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1 SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química Geral. 20. ed. São Paulo: Ática, 1999. v. 1. 447 p. 2 SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química orgânica. 18. ed. São Paulo: Ática, 1999. v. 3. 527 p.