Solubilidade De sólidos Em líquidos

1- Resumo:

Este trabalho relata um experimento científico denominado “Solubilidade de sólidos em líquidos”. Neste experimento, foi realizada a curva de solubilidade do NH4Cl em uma certa temperatura com oito massas diferentes.

Este processo permite além de analisar a entalpia de dissolução referente às massas do composto, pode-se relacionar a entalpia com a saturação da solução. Após a realização do experimento, concluiu-se que o NH4Cl absorve energia do meio, caracterizando uma reação endotérmica.

2- Introdução:

O objetivo desta experiência, é construir a curva de solubilidade de um sal em água, em função da temperatura. Neste caso o sal utilizado foi o Cloreto de Amônio, NH4Cl, que é um sólido branco a temperatura ambiente, também chamado de sal amoníaco (Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_amónio), cujo a massa molar é 53,59 g/mol, densidade 1,53 g/mL, e ponto de fusão 338º C (se decompõe). É utilizado na limpeza de solda de ferro e pode ser incluído nos processos de solda como fundente.

Uma curva de solubilidade é um gráfico obtido registrando-se as quantidades dissolvidas num solvente (geralmente água) numa certa temperatura. A massa dissolvida do sal é colocada na ordenada (eixo vertical), e a temperatura no eixo das abcissas (horizontal). Desta maneira, as curvas ascendentes são características de dissoluções endotérmicas, enquanto as descendentes evidenciam dissoluções exotérmicas.

Segundo Russell, algumas substâncias dissolvem-se com desprendimento de calor – dissolução exotérmica – (entalpia > 0), e outras, com absorção de calor – dissolução endotérmica – (entalpia < 0). A variação de entalpia de um processo de dissolução é conhecida como entalpia de dissolução e é comumente especificada por mol do soluto. De acordo com o princípio de Le Châtelier, um aumento de temperatura (“adicionarmos” calor) no sistema, favorece o sentido endotérmico de um equilíbrio de uma dissolução, enquanto uma redução de temperatura propicia o deslocamento deste equilíbrio para o sentido exotérmico da transformação.

Após a adição de um soluto sólido em um solvente líquido, imediatamente a estrutura sólida do soluto começa a se desintegrar e pouco a pouco as moléculas do solvente atacam a superfície do retículo cristalino, removendo as partículas do soluto, rodeando-as, e finalmente, dispersando-as. A facilidade com que esse mecanismo de dissolução ocorre, depende das intensidades relativas das três forças atrativas: (1) as forças do soluto anterior a sua dissolução (forças soluto-soluto), (2) as forças entre as moléculas do solvente antes da dissolução (forças solvente-solvente) e (3) as forças que são formadas entre partículas de soluto e solvente durante o processo de dissolução (forças soluto-solvente). Quando se realiza, forças soluto-soluto e solvente-solvente são substituídas por forças soluto-solvente. Em geral, a alta solubilidade de um sólido em um líquido é favorecida pelas fracas forças soluto-soluto e pelas fortes forças soluto-solvente.

Uma generalização muito antiga, mas ainda útil, é “semelhante dissolve semelhante”. Isso significa que um solvente dissolverá um soluto se ambos tiverem propriedades semelhantes. Mais especificamente, solventes polares tendem a dissolver solutos iônicos e polares, e solventes não-polares tendem a dissolver soluto não-polares. Embora esta regra não seja perfeita, é muito útil para uma previsão de solubilidades.

A água, a substância mais comum na superfície da Terra, tem algumas propriedades raras. Uma das mais importantes é a sua habilidade para dissolver muitos tipos de substâncias. A água dissolve muitos compostos iônicos, muitas substâncias polares e algumas substâncias de baixa polaridade. Isto ocorre parcialmente devido à alta Constante Dielétrica da Água. A Constante Dielétrica de uma substância é uma medida da polarizabilidade de suas moléculas, isto é, sua capacidade de se orientar de tal modo a “neutralizar” uma determinada carga nas suas proximidades. A força entre duas partículas carregadas é reduzida se entre elas estiver um meio de alta Constante Dielétrica. A água tem uma Constante Dielétrica alta, devido em parte à polaridade de suas moléculas, que é muito eficaz na redução das forças de atração entre íons em solução. Ela tende a isolá-los uns dos outros, conduzindo a uma estabilidade da solução aquosa de muitos compostos iônicos.

Outro fator que contribui para a alta Constante Dielétrica da água é a existência de forças de atração intermoleculares muito fortes no líquido. Estas atrações são conhecidas como Ligações ou Pontes de Hidrogênio. A Ligação de Hidrogênio é uma atração intermolecular forte entre moléculas que contém átomos de Hidrogênio ligados a átomos de elevada eletronegatividade, como N, O e F. Em tais moléculas, o Hidrogênio forma uma “ligação em ponte” entre átomos de alta eletronegatividade de moléculas adjacentes. A Ligação de Hidrogênio é uma força mais fraca do que as Ligações Iônica e Covalente, porém mais forte do que muitas atrações de London ou Dipolo-Dipolo. A Ligação de Hidrogênio ainda não está completamente esclarecida. Acredita-se que o principal componente da interação seja a atração eletrostática entre o núcleo exposto do Hidrogênio e um par de elétrons do átomo eletronegativamente adjacente. Há evidências, todavia, de que a ligação também possui um caráter covalente.

3- Parte Experimental: (Determinação da curva de solubilidade do NH4Cl)

Utilizando uma balança analítica de quatro casas, foi pesado oito quantidades diferentes do sal. Depois de pesada, casa quantidade foi transferida para um tudo de ensaio e em seguida adicionou-se em cada um dos oito tubos, 5 g (≅5,020 mL) de água destilada à temperatura ambiente.

Todos os tubos, exceto o tubo número 1, pois o sal contido nele dissolveu-se na água em temperatura ambiente, foram levados para aquecimento em banho de água quente até a completa dissolução do sal.

Após a total dissolução, era medida a temperatura do ocorrido para poder montar a curva de solubilidade.

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