AULA PRÁTICA 05 Solubilidade: Misturas homogêneas e heterogêneas
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- Carlos de Abreu Sacramento
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1 UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA E BIOLOGIA PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL QB71J ROTEIRO DE AULA PRÁTICA AULA PRÁTICA 05 Solubilidade: Misturas homogêneas e heterogêneas 1. Introdução O conhecimento da solubilidade entre compostos envolvidos em determinado procedimento experimental é uma informação fundamental para os trabalhos em laboratório. Em processos de lavagem e secagem de um determinado produto obtido, por exemplo, é preciso conhecer os solventes nos quais o produto é insolúvel e as impurezas (reagentes de partida, em grande parte dos casos) solúveis. Adicionalmente, testes de solubilidade são importantes na medida que permitem a determinação do solvente mais adequado no preparo de soluções para procedimentos reacionais subsequentes e também no preparo de amostras para caracterizações. A partir de ensaios de solubilidade é possível descrever quantitativamente a composição de uma solução. Em geral, para cada sistema soluto-solvente, existe um limite de solubilidade em que não é possível dissolver mais soluto no solvente. Esse limite depende de alguns fatores, como: natureza do soluto/solvente, pressão e temperatura. -Natureza do solvente e do soluto: espera-se que a solubilidade seja maior quando as moléculas do soluto são semelhantes em estrutura/polaridade e propriedades elétricas do solvente ( semelhante dissolve semelhante ). -Temperatura: genericamente, a solubilidade de gases diminui e dos sólidos e líquidos aumenta com o aumento da temperatura da solução. Existem, porém, algumas exceções como, por exemplo o Ce 2(SO 4) 3 e o Li 2SO 4, em que a solubilidade diminui com o aumento da temperatura. -Pressão: a solubilidade de líquidos e sólidos praticamente não é afetada por este fator. O aumento da pressão, entretanto, aumenta a solubilidade dos gases (Ex: nos refrigerantes o gás carbônico é inserido na garrafa sob elevada pressão, assim, sua solubilidade com a garrafa fechada é alta; quando a garrafa é aberta, a pressão de parcial de CO 2 diminui e, assim, a sua solubilidade também diminui, fazendo com que ocorra a formação de bolhas que escapam da bebida). A dissolução de gases em líquidos é governada pela Lei de Henry: sob uma determinada temperatura constante, a solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão parcial do gás sobre a solução e a constante de solubilidade deste gás naquele solvente (equação 1). C X,T = K X,T p X,T (1) C X,T = concentração do gás X à uma temperatura T. K X,T = constante de solubilidade do gás X à uma temperatura T. p X,T = pressão parcial do gás X à uma temperatura T. Com base na solubilidade, geralmente expressa em g de quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em 100 g de H 2O a uma dada temperatura e pressão, as soluções podem ser classificadas em três tipos: -Soluções insaturadas: a quantidade de soluto não atinge o coeficiente de solubilidade e mais soluto pode ser dissolvido, ou seja, apresenta quantidade de soluto inferior à capacidade de solubilização sobre determinada condição de pressão e temperatura (mistura homogênea). Ex: uma solução contendo 12 g de NaCl em 100 g
2 Solubilidade (g de sal em 100 g de H2O) de água à 20 ºC (cujo coeficiente de solubilidade é 36,0 g de NaCl / 100 g de H 2O à 20 ºC). -Soluções saturadas: contém quantidade de soluto dissolvido igual ao coeficiente de solubilidade na temperatura correspondente. Ex: uma solução contendo 36,0 g de NaCl em 100 g de água à 20 ºC (cujo coeficiente de solubilidade é 36,0 g de NaCl / 100 g de H 2O à 20 ºC). Caso mais soluto seja adicionado, este, se precipita da solução, formando corpo de fundo (mistura heterogênea). Quando se adiciona um sólido à uma solução saturada, a aparência é de que o sólido não se dissolve. Na realidade, porém, ocorre a dissolução do sólido, mas ela é acompanhada de cristalização do material dissolvido, na mesma proporção e na mesma velocidade. -Soluções supersaturadas: apresentam, sob determinada temperatura, quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura. Estas soluções são denominadas metaestáveis, pois apresentam tendência a abandonar o estado de supersaturação para o estado de saturação a partir da precipitação do excesso de soluto. Uma solução supersaturada pode ser obtida a partir do aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento e sem perturbações. Ex: solubilização de 37,8 g de NaCl em 100 g de água uma temperatura de 70 ºC (cujo coeficiente de solubilidade é 37,8 g de NaCl / 100 g de H 2O à 70 ºC) seguida de resfriamento desta solução à uma temperatura de 20 ºC (em que o coeficiente de solubilidade é 36,0 g de NaCl / 100 g de H 2O). Em ensaios de solubilização, o processo de dissolução pode ser muito lento, o que resulta em uma demanda de tempo muito grande para que um estado de equilíbrio possa ser atingido. Nesse sentido, a agitação desempenha um papel fundamental no favorecimento da dissolução. Como já mencionado anteriormente, a solubilidade de uma determinada substância em um determinado solvente apresenta variações com a temperatura. Com isso, é possível a construção de curvas de solubilidade no qual, usualmente, coloca-se a solubilidade no eixo y em função da temperatura no eixo x (figura 1). De forma análoga, também é possível encontrar os dados na literatura expressos na forma de tabelas, como a apresentado na tabela 1. Temperatura ( C) Figura 1. Curvas de solubilidade para alguns sais.
3 Tabela 1. Solubilidade de alguns sais (g/100 g de H 2O) a várias temperaturas. O fato de algumas substâncias aumentarem a solubilidade com o aumento da temperatura e outras diminuírem, pode ser explicada a partir do princípio de Le Chatelier: quando o processo de dissolução é endotérmico, ou seja, quando a entalpia de rede (associada à quantidade de energia absorvida para a separação das partículas do sólido, ΔH red > 0) é maior que a entalpia de hidratação (associada à energia liberada quando o íons sofrem hidratação, ΔH hid < 0) a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura. Se a dissolução para determinado composto for exotérmica (entalpia de rede menor que a entalpia de hidratação) a solubilidade diminuirá com o aumento de temperatura. Ou seja, o que vai determinar se a temperatura do sistema irá aumentar ou reduzir será o somatório das entalpias reticular (ou de rede) e de hidratação (equação 1): ΔH solução = ΔH red + ΔH hid (1) Nos ensaios de solubilidade é comum realizar análises dos sistemas de acordo com os estados físicos resultantes, sendo possível classificá-los como sistemas homogêneos e heterogêneos. Todo sistema homogêneo é monofásico e todo sistema heterogêneo é denominado polifásico. Cada fase constitui a parte homogênea de um sistema, mas o número de fases não é, necessariamente igual ao número de componentes. -Sistemas Homogêneos: apresentam as mesmas propriedades em toda a sua extensão e apresenta-se visualmente uniforme. -Sistemas heterogêneos: não apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão e não é visualmente uniforme. 2. Objetivos Introduzir alguns conceitos associados à classificação de soluções de acordo com a solubilidade do soluto, verificar a influência da temperatura e natureza do solvente/soluto na solubilização de alguns compostos e determinar o coeficiente de solubilidade de uma amostra. 3. Reagentes e vidrarias REAGENTES VIDRARIAS/MATERIAIS Açúcar Espátula Iodo Tubo de ensaio Enxofre Béquer de 50 ml CuSO 4 5H 2O Pipeta de Pasteur Acetona Erlenmeyer de 50 ml Etanol P.A. Pipeta volumétrica de 5 ml CaCO 3 Pipeta graduada de 10 ml HCl 0,2 mol L -1 Pipeta graduada de 5 ml NaCl Placa de aquecimento/agitação
4 SOLVENTE 4. Procedimento Experimental Experimento 1: determinação da solubilidade do NaCl a 0 C. a) Pese em um Erlenmeyer de 50 ml 3,800 g de NaCl e adicione 12 ml de água. Agite e aqueça o Erlenmeyer em uma placa de agitação para que ocorra a completa dissolução do NaCl. Resfrie o Erlenmeyer em um banho de gelo+água. Deixe um termômetro dentro do Erlenmeyer e mantenha-o até que a temperatura fique mais próxima possível de 0 C. Ocasionalmente, agite o Erlenmeyer algumas vezes para provocar perturbação mecânica ao sistema. Com o tempo, deve ocorrer cristalização de parte do sólido. b) Pese um Erlenmeyer de 50 ml limpo e seco na balança analítica. Com uma pipeta volumétrica, retire 5 ml da solução do Erlenmeyer que está no banho de gelo, tomando cuidado para não retirar nenhum sólido cristalizado, e coloque no Erlenmeyer seco e tarado. Pese novamente o Erlenmeyer e determine a massa da solução (m). Obs: m = (massa de soluto + massa do solvente) = m 1 + m 2. c) Coloque agora esse Erlenmeyer na placa de aquecimento ou estufa até que ocorra a secagem completa do material. Aguarde um tempo para o resfriamento do Erlenmeyer e pese-o novamente, determinando, assim, a massa do sólido que estava dissolvida (m 1). Experimento 2: testes de solubilidade Procedimento 1 testes de solubilidade com variação de solvente e soluto a) Coloque em um tubo de ensaio aproximadamente 5 ml de água (solvente). b) Adicione no tubo uma ponta de espátula de açúcar (soluto). Agite o tubo e observe as características do sistema. Preencha na tabela 2 a partir do que foi observado para a quantidade de soluto e solvente empregados (soluto solúvel, soluto parcialmente solúvel, soluto muito pouco solúvel). c) Repita integralmente o item a e b, usando: 1- água e iodo 2- água e enxofre 3- água e sulfato de cobre(ii) pentahidratado (sintetizado na aula prática 1) não utilize todo o material sintetizado pois o Sulfato de Cobre(II) pentahidratado também será utilizado no procedimento 2. d) Repita este procedimento para os outros solventes (etanol e acetona) e complete a tabela 2. Tabela 2. Características do sistema empregado no ensaio de solubilidade. SOLUTO Açúcar Iodo Enxofre CuSO 4 5H 2O Água Acetona Etanol
5 Procedimento 2 teste de solubilidade com variação de temperatura a) Transfira o restante dos cristais de sulfato de cobre(ii) pentahidratado para um béquer de 50 ml. b) Adicione 10 ml de água. Anote o que você observou. c) Aqueça essa mistura em uma placa de aquecimento/agitação. Ocasionalmente, agite o béquer e analise as características do sistema com o passar do tempo. Procedimento 3 solubilidade com variação de ph a) Coloque uma ponta de espátula de CaCO 3 em um tubo de ensaio. b) Adicione ao tubo 4 ml de água deionizada. Agite e deixe o sistema em repouso por 10 minutos. Observe o sistema quanto à solubilidade do sal (soluto solúvel, soluto parcialmente solúvel, soluto muito pouco solúvel). c) Retire com um pipeta de Pasteur o sobrenadante e o transfira para um outro tubo de ensaio. d) Adicione, gota a gota, uma solução aquosa de HCl 0,2 mol.l -1 ao tubo contendo CaCO 3. Observe. e) Adicione, gota a gota, uma solução aquosa de HCl 0,2 mol.l -1 ao tubo contendo o sobrenadante removido no item c e observe a ocorrência ou não de mudança. 5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. ATKINS, P. W., JONES, L. Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 5ª edição. Editora Bookman: Porto Alegre, MARTINS, C. R.; LOPES, W. A.; ANDRADE, J. B. Solubilidade das substâncias orgânicas. Química Nova, v.36, n. 8, HUHEEY, J. E.; KELTER, E. A.; KELTER, R. L.; Inorganic Chemistry: Principles of Struture and Reactivity. 4 th ed. Harper Collins College Publishers: New York, HAYNES, W. M. CRC Handbook of Chemistry and Physics: a readyreference book of chemical and physical data. 97 th ed. Boca Raton: CRC Press, 2013.
Figura 1. Variação da solubilidade dos compostos em função da temperatura. fonte: 2010, 2008, 2005, 2002 por P. W. Atkins e L. L. Jones.
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