EXPERIMENTO – SOLUBILIDADE E TERMODINÂMICA

...

e) Com um termômetro dentro da solução, anotou a temperatura de aparecimentos dos primeiros cristais;

f) Adicionou 2,5 mL de água ao tubo teste, e aqueceu a mistura até que o sólido se dissolva novamente. Determinou o volume da solução como antes;

g) Esfriou-se lentamente e anotou a temperatura na qual os primeiros cristais aparecem.

h) Repetiu-se o ciclo (passos f e g) adicionando sempre 2,5 mL de água por mais 4 vezes.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Ao ser adicionado o nitrato de potássio (KNO3) em água, observou-se que a reação liberou calor podendo assim ser constada que é uma reação exotérmica, e também foi analisado que ao aquecer o tubo de ensaio em banho maria as laterais ficaram turvas e foi formado um precipitado branco.

Realizados todos os procedimentos disposto para a prática, assim um dos cálculos que pode se calcular foi o inverso da temperatura:

1/T

Outro cálculo realizado foi a constante K pela seguinte equação:

K = [K+][NO3-] = (s)(s) = s2

s = n/v

n = número de mols (0,0999)  massa / massa molar

v = volume da solução (em cada etapa)

s = solubilidade

∆H=ln⁡(K1/K2)/((∆T))×R

∆H= Variação da entalpia

R= Constante dos gases perfeitos 8,3215 J/Kmol

∆T= Variação de temperatura

K= Constante de solubilidade

Tabela1: Dados de temperatura, volume, constante de solubilidade, variação energia de Guibs, variação entalpia e variação entropia

V(mL) T(K) 1/T/K-1 s/mol/L K ln K ∆Gº(J/mol) ∆HºJ/mol ∆Sº (J/mol.K)

14,5

17

19,5

22

24,5

27 326,15

342,15

350,15

352,15

353,15

355,15 3,07x10-3

2,92x10-3

2,85x10-3

2,84x10-3

2,83x10-3

2,81x10-3 6,83

5,82

5,08

4,50

4,04

3,66 46,65

33,87

25,81

20,25

16,32

13,39 3,84

3,52

3,25

3,01

2,79

2,59 -10421,20

-10022,15

-9469,76

-8820,55

-8199,07

-7654,43

39603,58 50024,78

49625,73

49073,34

48424,13

47802,65

47258,01

Gráfico1: Dados de temperatura e volume

Notou-se que a temperatura é diretamente proporcional ao volume.

Gráfico2: Dados de lnK e o inverso da temperatura

Notou-se que a constante de solubilidade é diretamente proporcional ao inverso da temperatura e que com o aumento da temperatura diminuiu a concentração.

Erro:

∆Hteorico= 35320 J/mol

∆Hexperimental= 39603,58 J/mol

E= (Experimental-teórico)/(Teórico )x100 = (39603,58-35320)/35320×100= 12,12%

CONCLUSÃO:

Conclui-se que a constante de solubilidade do sal em mol/L pode ser calculada a partir da quantidade de sal pesada e do volume da solução. A solubilidade de um dado sal em água depende da temperatura em que o sistema se encontra. Dessa forma foi possível realizar-se os cálculos de ∆G, ∆H, ∆S.

Realizando-se o experimento notou-se que a constante de solubilidade é diretamente proporcional ao inverso da temperatura e que com o aumento da temperatura diminuiu a concentração.

Os resultados alcançados