Solubilidade

Solubilidade

  1. RESUMO

A prática consiste em determinar se a solubilidade se altera com relação às variáveis de temperatura e natureza do solvente. Para que seja estabelecida esta relação foram feitos ensaios, com o objetivo de formular um relatório que comprove o observado, estabelecendo assim formas de melhor solubilizar e/ou separar uma mistura de sais.

Foi observada a capacidade de diferentes sais se dissolverem em diferentes solventes e temperaturas, para futura analise de suas caracteristicas fisicas e quimicas e propiciaram essa solubilidade. Percebe-se que fatores como polaridade e diâmetro do raio de íons influenciam na interação com o solvente.

Outra observação feita foi na tecnica de cristalização fracionada, que possibilitou a analise não apenas das diferentes características físicas dos sais quando cristalizados, mas também como é possivel obter certas substâncias uma vez em solução a partir da analise de suas concentrações e solubilidade.

  1. INTRODUÇÃO

Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver em outra. A quantidade de uma substância que se dissolve em outra, depende de cada uma e das condições externas (pressão e temperatura), mas também podem depender de propriedades em comum entre elas (polaridade).

Uma mistura entre duas ou mais substâncias pode ser chamada de solução quando esta apresenta-se homogênea, ou seja, monofásica. Nas soluções haverá sempre pelo menos duas substâncias: um solvente e um soluto. O solvente é denominado a substância que está em maior concentração na solução, e o soluto aquele que apresenta uma menor quantidade.

As soluções podem ser classificadas em: insaturadas, saturadas e supersaturadas.

As soluções insaturadas são aquelas em que o soluto não atingiu o máximo coeficiente de solubilidade em um determinado solvente a uma determinada temperatura. As soluções saturadas são aquelas que o soluto atingiu o máximo coeficiente de solubilidade. Já as supersaturadas são soluções em caso especial, em que por meio de algum artificio o soluto mesmo passado do seu coeficiente de solubilidade, não se precipitou. Porém, estas soluções são muito instáveis e qualquer alteração pode fazer o soluto se precipitar.

Fatores externos como pressão e temperatura são fundamentais na determinação da solubilidade. A solubilidade da maioria dos solutos aumenta com a temperatura, embora nem sempre esse aumento seja muito sensível. Mas existem casos em que a solubilidade diminui com o aumento da temperatura, como a dissolução do gás oxigênio em água.

As interações moleculares atuam, em geral, com a regra: “semelhante dissolve semelhante”. Isso ocorre porque quando há formação de soluções ocorrem quebra de ligações e novas são criadas. Se as novas forem semelhantes as “antigas” há pouco gasto de energia. Esta regra pode ser determinada pela polaridade das moléculas, ou seja, substâncias polares solvatam bem outras substâncias polares, e substâncias apolares solvatam bem as substâncias apolares.

  1. OBJETIVOS

Observar a relação entre a solubilidade, a natureza do solvente e a temperatura.

  1. PROCEDIMENTO

4.1 – Determinação da Solubilidade em Diferentes Solventes

Adicionou-se alguns mg de cloreto de sódio em 2 tubos de tubos de ensaio contendo 3,0ml de água e de álcool, respectivamente. Repetiu-se esse procedimento para o fosfato de cálcio e para o iodo.

4.2 – Influência da Temperatura na Solubilidade

I) Em um tubo de ensaio com aproximadamente 1,0ml de água adicionou-se aproximadamente 1,5g de nitrato de potássio (KNO3). Dissolveu-se todo sal por aquecimento e deixou-se a solução esfriar.

II) Foi aquecida, em um tubo de ensaio, aproximadamente 1,0ml de solução saturada de acetato de cálcio (Ca(CH3COO)2). Em seguida deixou-se esfriar.

4.3 – Cristalização Fracionada

      1. Preparar o Gráfico com a Curva de Solubilidade mostrada na Tabela 1

Substância

Mol/L de Solução Aquosa Saturada / Temperatura (ºC)

0

20

40

60

80

100

KNO3

1,3

3,2

5,2

7,0

9,0

11,0

NaNO3

6,7

7,6

8,5

9,4

10,4

11,3

KCl

3,4

4,0

4,6

5,1

5,5

5,8

NaCl

5,4

5,4

5,5

5,5

5,5

5,6

Tabela 1

4.3.2 – Procedimento Experimental

I) Em um becher de 100ml foram colocados 8,5g de NaNO3, 7,5g de KCl e 25,0ml de água. Agitou-se e aqueceu-se a mistura até a solubilização total.

II) A solução foi resfriada com banho de gelo e água até 10ºC. Assim que cessada a cristalização, filtrou-se rapidamente a solução gelada.

III) Secou-se os cristais em papel de filtro e observou-se suas caracteristicas.

IV) Evaporou-se o filtrado até cerca de metade do seu volume inicial com manta de aquecimento.

V) Mediu-se a temperatura da mistura e filtrou-se rapidamente a solução quente.

VI) Secou-se os cristais em papel de filtro e observou-se suas características. 7

  1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

5.1 – Determinação da Solubilidade em Diferentes Solventes.

Substância

Água

Álcool

Cloreto de Sódio

Solubilização

Precipitado

Iodo

Precipitado

Solubilização

Fosfato de Cálcio

Solubilização Turva

Precipitado

Tabela 2

O que influencia na solubilidade de certa substância em diferentes solventes será o quanto essa substância consegue interagir com ele, ou seja, com que facilidade o solvente será capaz de quebrar a energia de rede do retículo cristalino da molécula da substância.

A diferença de tamanho entre os raios dos íons e o arranjo cristalino podem influenciar nessa capacidade de solubilização, assim a polaridade como também influencia, atraindo semelhantes. Assim, no experimento, o cloreto de sódio e água são compostos polares e álcool e iodo compostos apolares.

O cloreto de sódio (NaCl) é formado por íons (Na+ e Cl-), atraves de ligação iônica. Como a água é uma substancia muito polar (com o polo positivo formado pelos hidrogênios e o negativo formado pelo único oxigênio), a solubilização pela acontece porque o polo negativo dela é atraído pelo íon positivo Na+ e o polo positivo é atraído pelo íon Cl-, ocorrendo então uma hidratação do NaCl onde seus íons, antes unidos, são separados e envoltos em moléculas de água. Os íons do NaCl tem tamanhos muito dintintos, isso faz com que as cargas negativas do Cl- (íosn muito grandes) sejam dominantes sobre as positivas do Na+ (íons pequenos), que gera certa repulsão e torna o composto NaCl menos estável (mais fácil de solubilizar), ou seja, a energia de rede do cristal de NaCl é menor que a energia de hidratação (a energia de atração dos íons pelas moléculas de água ) que a água exerce. O mesmo não acontece com essa facilidade em sais cujos íons tem tamanhos semelhantes, como o AgCl, que é insolúvel em água.

O Iodo (I2) é uma substância apolar, pois os elétrons são compartilhados entre os dois átomos com mesma força de atração. A dissolução ocorreu em álcool, pois este solvente mesmo também apresentando forças ponte de hidrogênio, como a água, também apresenta uma cadeia apolar de carbonos. As atrações entre moléculas solvente-solvente e soluto-soluto devem ser substituídas por atrações soluto-solvente quando a solução se forma. Sendo assim a energia requerida é muito pequena para formar a solução, já que as atrações novas são semelhantes às antigas. 8

5.2 – Influência da Temperatura na Solubilidade

I) Antes do aquecimento a solução estava com corpo de chão, depois do aquecimento houve a mistura completa, o que mostra que este era um processo Endotérmico.

KNO3(s) +(H2O)→ K+(aq) + NO3-(aq)

O aquecimento da solução aumentou a energia cinética das moléculas do solvente, ou seja, aumentou o número de colisões com as moléculas do soluto, o que significa um aumento na energia de hidratação, consequentemente ocorreu maior dissolução do sal. O aquecimento foi necessario para a dissolução completa, porque a solução em temperatura mais baixa proporcia cristalização do soluto, pois a energia cinética do solvente não é suficiente para manter a estrutura de rede dos íons separados.

II) Neste caso houve uma diminuição da solubilidade com o aumento da temperatura, que é uma situação pouco comum. A solução era saturada e formou precipitado depois de aquecido, o que mostra que este era um processo Exotérmico.

5.3 – Cristalização Fracionada

5.3.1 -Preparar o Gráfico com a Curva de Solubilidade mostrada na Tabela 1

Eixo das Ordenadas: Solubilidade em mol/L

Eixo das Abscissas: Temperatura em ºC

Segundo o Gráfico:

Composto mais solúvel a 20ºC: NaNO3

Composto menos solúvel a 100ºC: NaCl

Temperatura que KNO3 e NaCl tem a mesma solubilidade molar: 42 / 43ºC

5.3.2 – Procedimento Experimental

I) O volume vai para 33,3ml porque aumenta a quantidade de particulas dissolvidas e há uma descoesão das moléculas da água. As reações que ocorrem são:

NaNO3  Na+(aq) + Cl-(aq)

KCl  K+(aq) + Cl-(aq)

Segundo os cálculos abaixo, nessa solução existe 0,1 mol dos íons K+, NO3-, Na+ e de Cl-.

Cálculo:

Massa Molar (MM) do NaNO3 = 85 g/mol.

85 g ------------------ 1 mol

8,5 g ----------------- x

X = 0,1 mol NaNO3

MM do KCl = 75 g/mol

75 g -------------- 1 mol

7,5 g ------------- y

Y = 0,1 mol KCl

II e III) O sal cristalizado tem caracteristica de filamentos de gelo e, a 10ºC, é apenas uma parte do KNO3 presente, porque, segundo o gráfico, sua solubilidade a essa temperatura é a mais baixa, aproximadamente 2 mol/L, mas não é todo o KNO3 que se cristaliza. Segundo os cálculos abaixo, resistem na solução 66,6x10-3 mols de KNO3 na forma aquosa a 10ºC:

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Cálculo:

Se a solubilidade é +/- 2mol/L, nos 33,3x10-3 Litros de solução é de 66,6x10-3

2 mol --------- 1 L

X -------------- 33,3x10-3 L

X= 66,6x10-3 mols de KNO3 soluveis a 10ºC.

Antes tinham 0,1 mols de todos os íons, depois do congelamento a solubilidade muda de acordo com a temperatura, restando 66,6x10-3 mols dos íons K+ e NO3- e 0,1 mols dos íons Na+ e Cl- na solução filtrada.

IV e V) A evaporação de metade da solução faz com que ela fique duas vezes mais concentrada, dobrando a concentração dos íons presentes. Como mostrado abaixo:

K+  0,0666 mol em 33,3 ml = 2 mol/L x 2 = 4 mol/L

NO3-  0,0666 mol em 33,3 ml = 2 mol/L x 2 = 4 mol/L

Na+  0,1 mol em 33,3ml = 3 mol/L x 2 = 6 mol/L

Cl-  0,1 mol em 33,3ml = 3 mol/L x 2 = 6 mol/L

A temperatura da evaporação era de 70ºC. A essa temperatura as substâncias com menores solubilidades, segundo o gráfico, são o KCl e NaCl, com solubilidades muito proximas, ambas tem a solubilidade próxima de 5 mol/L. Porém, a concentração do NaCl é 6 mol/L na solução concentrada, uma vez que ambos os seus íons tem essa mesma concentração, isso torna o NaCl o mais propenso a precipitar.

VI) Ao filtrar essa solução concentrada, os cristais de NaCl tem aspecto de sal de cozinha.

OBS: Quando a temperatura deste filtrado começa a abaixar e a chegar proxima de 30ºC, percebe-se a formação de precipitado, este é o KNO3 novamente, porque, pelo gráfico, nessa temperatura, sua solubilidade além de ser a mais baixa nesta temperatura, está muito próxima à sua concentração nessa solução, que é de 4 mol/L.

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  1. CONCLUSÃO

Em suma, foi possível constatar que em diferentes meios a solubilidade de uma substância pode mudar. Isto se da pela diferença de interação entre soluto e solvente, no que diz respeito às suas polaridades. Em diferentes temperaturas também se pôde observar diferenças na solubilidade, e constatou-se que o principal fator é a energia cinética das moléculas do soluto interagindo com as moléculas do solvente. Solubilidade, em si, pode-se dizer em simples palavras, que é o ato de quebra das ligações e interações do soluto pelo solvente, e que as variáveis temperatura e natureza do solvente influenciam diretamente na solubilidade de determinadas substâncias.

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  1. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

RUSSEL, John B. Química Geral 2ª edição, Volume 1 , editora Haikon Books. Páginas 516, 517, 518

Coeficiente de Solubilidade. Disponível em:<HTTP://www.infoescola.com/fisico-quimica/coeficiente-de-solubilidade/>. Acessado em 30 de Agosto de 2014.

Cristalização. Disponível em:

<HTTP://crispassinato.wordpress.com/2008/05/13/respondendo-a-ingrid-ribeiro-sifonacao-e-cristalizacao-e-outros-processos-de-separacao-de-misturas/>. Acessado em 30 de agosto de 2014.

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