Prática 4: Solubilidade e Termodinâmica

Universidade Federal De Viçosa - UFVDepartamento de Química

QUI 151 – Físico Química 2- Prática

Flávia Carneiro Mendes 66627Gabriella Peterlini Tavares 64162Géssica Cabral Barros 66654

OBJETIVOS

Através do equilíbrio de reação de dissolução do nitrato de potássio, calcular as variáveis termodinâmicas ΔH° (variação de entalpia), ΔG° (variação da energia Livre de Gibbs) e ΔS° (variação da entropia).

INTRODUÇÃO A variação da energia Livre de Gibbs (ΔG°) de uma

reação química é a variação resultante de G ao se converter os números estequiométricos em mol dos reagentes em produtos;

É uma função de estado que nos permite verificar se uma reação é ou não espontânea, numa certa pressão e temperatura constantes;

Matematicamente, pode ser determina pela equação: 

ΔG° = - RT ln Keq (equação 1)

 R= constante dos gases ideais ( 8,3145 J mol-1 K-1)

T= temperatura (K)

Keq=constante de equilíbrio.

INTRODUÇÃO O efeito da temperatura no equilíbrio de dissolução de

um sal pode ser estudado pelo Princípio de Le Chatelier;

Reações endotérmicas um aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a direita, favorecendo a dissolução e aumentando a solubilidade. No caso exotérmico ocorre o inverso;

Na reação KNO3(s) + H2O(l) K+(aq) + NO3– (aq)

temos que uma diminuição da temperatura favorece a formação dos cristais de nitrato e o aumento ocasiona dissolução do nitrato e formação dos íons solvatados K+ e NO3

–;

Considera-se em equilíbrio quando há o início da cristalização.

INTRODUÇÃO A variação de entalpia (ΔH°) corresponde ao calor

fornecido ao sistema à pressão constante;

Numa dissolução, ΔH° é o somatório entre as energias de separação (ΔH°L) e de solvatação (ΔH°S) das moléculas de soluto;

Assim, se ΔH°L for maior do que ΔH°S, a dissolução é considerada endotérmica e caso contrário, será exotérmica;

A ΔH° total do processo pode ser obtida pelo coeficiente angular da equação de reta ajustada do gráfico ln Keq versus o inverso da temperatura absoluta.

ln Keq = (-ΔH°/RT) + (ΔS°/R) (equação 2)

INTRODUÇÃO

O aumento de solubilidade numa reação endotérmica também pode ser explicado pela entropia.

Uma vez que elevando-se a temperatura, a energia de Gibbs diminui de um fator –TΔS, provocando aumento na solubilidade.

A entropia do soluto puro é sempre menor do que a entropia do soluto em solução, já que no último caso temos uma desorganização maior do sistema.

MATERIAIS E EQUIPAMENTOS

Provetas de 25 e 50 mL; Termômetro; Nitrato de potássio (KNO3); Dois tubos de ensaio (25x200 mm); Ebulidor; Béqueres de 600 e 50 mL; Bastão de vidro; Balança analítica; Espátula; Pisseta com água destilada

PROCEDIMENTOSPesou-se vinte gramas de KNO3 em um béquer de 50 mL e transferiu-se para um tubo de ensaio 01

Mediu-se 15 mL de água destilada na proveta de 25 mL e acrescentou-se ao tubo para formar solução de nitrato

Adicionou-se água ao béquer de 600 mL e usou-se o ebulidor para aquecer o líquido

O tubo de ensaio foi colocado neste banho-maria, sob leve agitação usando-se um bastão de vidro, até a completa dissolução do KNO3 em K+ (aq) e NO3

- (aq)

PROCEDIMENTOSFoi determinado o volume dessa solução utilizando-se um tubo de ensaio semelhante, contendo água em volume aproximadamente igual ao tubo 01

O tubo de ensaio contendo a solução de nitrato foi deixado à temperatura ambiente e, mediu-se a temperatura da formação dos primeiros cristais

Foram adicionados 5 mL de água destilada, previamente medida em proveta de 25 mL, ao tubo e este foi recolocado em banho-maria. Novamente, houve a medição do volume e temperatura de re-cristalização.

Procedimento descrito acima foi realizado mais 5 vezes

RESULTADOS

V (mL) T (°C) 1/T (K-1)x 10-3

s (mol L-1) Keq Ln Keq ΔG°

(J mol-1)

ΔH°

(J mol-1)

ΔS°

(J mol -1K-1)

23,4 74 2,88 21,86 477,81 6,17 -17801,26 -31,09 51,21

27,8 61 2,99 18,39 338,53 5,82 -16162,39 -31,09 48,30

32,6 54 3,06 15,69 246,18 5,51 -14980,82 -31,09 45,72

37 45 3,14 13,82 191,11 5,25 -13881,06 -31,09 43,55

42 38 3,22 12,18 148,32 4,99 -12903,19 -31,09 41,39

47,2 35 3,25 10,84 117,44 4,76 -12189,72 -31,09 39,48

51 30 3,30 10,03 100,59 4,61 -11613,94 -31,09 38.23

Tabela 01: Tratamentos dos dados experimentais.

RESULTADOS

y = -3,7402x + 16,971R² = 0,9948

0

1

2

3

4

5

6

7

2,85 2,95 3,05 3,15 3,25 3,35

lnK e

q

1/T (10-3K-1)

Gráfico 01: relação entre ln da constante de equilíbrio de dissolução (Keq) do KNO3 e o inverso da temperatura absoluta (1/T).

RESULTADOS Foi possível calcular a variação de entalpia total

(ΔHT°) da dissolução do nitrato de potássio utilizando-se a seguinte equação:

 

(equação 3) 

νi= coeficientes estequiométricos

H°m,Ti = entalpia molar da substância Ai em seu estado normal a temperatura T

 

RESULTADOS

Deste modo, ΔH°T = + 251,20 + 206,60 - 492,90 = - 35,100 KJ/mol

De posse deste valor, podemos calcular o erro experimental (E) pela fórmula:

E = [|(valor calculado – valor real)| / (valor real)] X 100 (equação 4)

E = [|- 31,09 – (- 35,100)| / |(- 35,100)|] X 100

E = 11,42 %

RESULTADOS Para calcular a variação de entropia total

(ΔST°) envolvida na dissolução do nitrato de potássio (dados literários) utilizou-se a seguinte equação, semelhante à equação 3:

  (equação 5)νi = coeficientes estequiométricos (positivos para os

produtos e negativos para os reagentes)

S°m,Ti = entropia molar da substância Ai em seu estado normal à temperatura T.

Utilizando a equação 5: ΔS°T = + 146,40 + 102,50 – 132,90 = 116,00

KJ/mol

RESULTADOS-DADOS DOS OUTROS GRUPOS

V (mL) T (°C) 1/T (K-1)x 10-3

s (mol L-1)

Keq Ln Keq ΔG°(J mol-1)

ΔH° (J mol-1)

ΔS°(J mol-1K-1)

25 74 2,8820,4 416,16 6,0311 -17408 -31,098 50,056

30 66 2,9517,0 289,00 5,6664 -15979 -31,098 47,022

35 51 3,0914,6 212,33 5,3581 -14441 -31,098 44,454

40 39 3,2012,8 162,56 5,0911 -13213 -31,098 42,230

Erro relacionado ao ΔH°E = [|- 31,098 – (- 35,100)| / |(- 35,100)|] X 100

E = 11,4017 %

RESULTADOS-DADOS DOS OUTROS GRUPOS

y = -2,7851x + 13,975R² = 0,9686

5

5,2

5,4

5,6

5,8

6

6,2

2,8 2,9 3 3,1 3,2 3,3

lnK e

q

1/T (10-3K-1)

DISCUSSÃO E CONCLUSÕES a medida que diminuiu-se a temperatura de re-

cristalização do nitrato houve aumento da energia livre de Gibbs, correspondendo a uma decréscimo na solubilidade do nitrato em água. Mesmo tendo esta diminuição no ΔG°, todos os resultados foram negativos, evidenciando a espontaneidade do processo.

Sabemos que o coeficiente angular do gráfico ln Keq versus o inverso da temperatura nos fornece (-ΔH°/R). Assim, como esse gráfico foi linear, podemos considerar que ΔH° praticamente não varia com a temperatura.

Como a variação de entalpia (ΔH°) foi negativa, podemos afirmar que a reação é exotérmica e, portanto, a energia de solvatação (ΔH°S) é maior do que a energia de separação (ΔH°L) das moléculas de soluto

BIBLIOGRAFIA

ATKINS, P. PAULA, J. Físico-Química. Oitava edição. LTC: Rio de Janeiro. 2008. Página 89.

CASTELLAN, G.; Fundamentos de Físico Química. 1986. Volume único. Página 259.

LEVINE, I.N. Physical Chemistry. Quinta edição. New York: McCraw – Hill. 2002. Página 194; 169;193.