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Química Experimental L4, Turma Química-licenciatura, Experimento N°03, 2011.1. página 1.
SOLUBILIDADE DE SAIS DA FAMÍLIA 3A.
José Robervan da Silva Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, CEP 50.740-540, Cidade Universitária, Recife – PE, Brasil. Realizado em 29/04/
INTRODUÇÃO
Embora haja muitos pares de substâncias, como a água e o álcool etílico, que podem ser misturados em quaisquer proporções para formar soluções homogêneas, a experiência mostra a capacidade de um solvente para dissolver um dado soluto geralmente é limitada. Quando um solvente, em contato com excesso de soluto, atinge e mentem uma concentração constante de soluto, este e a solução estão em equilíbrio, dizemos assim que essa é a solução saturada. A solubilidade de uma substância num determinado solvente é controlada principalmente pela natureza do próprio solvente e do soluto, mas também pelas condições de temperatura e pressão1, 2^. Um grande número de reações em análise qualitativa inorgânica envolve a formação de precipitados. Um precipitado é uma substância que se separa de uma solução, formando uma fase sólida. O precipitado pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou centrifugação. Forma-se um precipitado, quando a solução se torna supersaturada com uma substância em particular1,^. A solubilidade (s) de um precipitado é, por definição, igual à concentração molar da solução saturada. A solubilidade depende de várias circunstâncias, tais como: temperatura, pressão, concentração de outros materiais na solução e da composição do solvente. Podemos dizer de um modo geral que a solubilidade dos precipitados aumenta com a temperatura, a não ser em casos especiais (como o sulfato de cálcio), onde ocorre o oposto. A taxa do aumento da solubilidade com a temperatura é variável, desprezível em alguns casos e considerável em outros. A variação da solubilidade com a temperatura pode em alguns casos servir como base de separação1, 2,^. A variação da solubilidade com a composição do solvente apresenta alguma importância em análise química qualitativa. Embora a maioria dos ensaios seja conduzida em meios aquosos, em alguns casos é preferível usar outros solventes (como álcool, éter, etc.). a separação dos metais alcalinos, por exemplo, pode ser realizada por extração seletiva de seus sais em vários solventes 1,2. A solubilidade depende também da natureza e concentração de outras substâncias, principalmente de íons, na mistura. Há uma diferença acentuada entre o efeito dos denominados íons comuns e íons estranhos. Denomina-se íon comum é aquela espécie química que também participa da constituição do precipitado, e que, geralmente, diminuem a solubilidade do precipitado na solução. Os íons estranhos são aquelas espécies químicas que não participam da constituição do precipitado e que, geralmente, aumentam a solubilidade do precipitado e que este aumento é muito pequeno, a menos que ocorra uma reação química, como a formação de um complexo estável entre o precipitado e o íon estranho, quando o aumento é tão pronunciado1,^. Quantitativamente, uma solução saturada de um sal, que ainda contém um excesso de substância não dissolvida, é um sistema em equilíbrio, ao qual pode ser aplicada a lei da ação das massas. Para uma solução saturada de um eletrólito que se ioniza, formando os íons , temos:
Como o sistema está em equilíbrio podemos expressar uma constante de equilíbrio para o sistema dado por: , como o equilíbrio é heterogêneo, e o eletrólito está no estado sólido (= 1), temos que:
Os coeficientes de atividade dependem, no entanto, da concentração de todos os íons (íons comuns e estranhos) na solução1, 2,3. Porém, como estamos tratando de eletrólitos fracamente solúveis, as concentrações de seus íons são bastante pequenas, e podemos aproximar os seus coeficientes de atividadesa um e a expressão do K (^) S para estes eletrólitos é dada por:
A partir do princípio sobre o produto de solubilidade (K (^) S ) também se pode calcular qual, entre dois sais ligeiramente solúveis, se precipitará em determinadas condições experimentais. Um exemplo de grande importância prática é o método de Mohr para avaliação de halogenetos. Segundo o método de Mohr para a determinação de cloretos, o haleto é titulado com uma solução-padrão de nitrato de prata usando-se cromato de potássio como indicador. No ponto final, quando a precipitação do cloreto for completa, o primeiro excesso de íons Ag+^ reagirá com o indicador ocasionando a precipitação do cromato de prata, vermelho^5. A teoria desse processo é simples. É um caso de precipitação fracionada, em que os dois sais escassamente solúveis são o cloreto de prata e o cromato de prata^4. Porém um fator deve ser considerado – o pequeno excesso de solução de nitrato de prata que deve ser adicionado até que o olho consiga detectar a mudança de cor na solução, da ordem de uma gota, isto é, aproximadamente 0,05mL de nitrato de prata 0,1M. Este erro pode facilmente ser eliminado fazendo-se uma titulação em branco, isto é, determinando o volume de solução padrão de nitrato de prata necessário para dar coloração perceptível quando adicionado a um volume de água destilada que contém a mesma quantidade do indicador empregado na titulação. Este volume é subtraído do volume de solução padrão consumido na titulação 4. Outro possível erro para o processo de precipitação é a coprecipitação, processo pelo qual substâncias solúveis se incorporam aos precipitados durante a sua formação. A co-precipitação pode se dar por duas maneiras: por formação de soluções sólidas e por adsorção na superfície 5.
Pode-se a partir dos conceitos de solubilidade e produto de solubilidade (K (^) S ), investigar a solubilidade de cloretos, qualitativa e quantitativamente, de elementos de uma mesma família, no caso, a família dos metais alcalino-terrosos (2A) utilizando-se o método de Mohr e ainda investigar as solubilidades de nitratos desta mesma família.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
- Cloreto de bário (BaCl 2 );
- Cloreto de cálcio (CaCl 2 );
- Nitratos de bário, Ba(NO 3 ) 2 , estrôncio, Sr(NO 3 ) (^) 2, e de cálcio, Ca(NO 3 ) 2 ;
- Nitrato de prata (AgNO 3 ) 0,1M;
- (^) Cromato de potássio (K 2 CrO 4 – indicador);
- Água destilada;
- Béqueres (50 mL);
- Bureta (50 mL);
- Balão volumétrico (100 mL);
- Bastão de vidro;
- Funil de vidro;
- Papel de filtro;
- Balança analítica;
- (^) Tubos de ensaio.
Parte 1.1 – Investigação qualitativa da solubilidade
1. Tomou-se 2 tubos de ensaio e marcaram-se cada um deles de modo a diferenciá-los.
2. Adicionou-se 4g de BaCl 2 ao 1° tubo, 4g de CaCl 2 ao 2° tubo e adicionando 5mL de água destilada a cada um.
3. Logo após, agitou-se os sistemas para tentar dissolver o soluto;
4. Compararam-se os resultados, e montou-se através de análises uma escala de solubilidade para os sais
estudados.
Parte 1.
1. Tomou-se 3 tubos de ensaio e marcaram-se cada um deles.
2. Adicionou-se 1g de Ba(NO 3 ) 2 ao primeiro tubo, 1g Sr(NO 3 ) 2 ao segundo e 1g de Ca(NO 3 ) 2 ao terceiro tubo.
3. Em seguida, Adicionou-se 1mL de água destilada a cada um desses tubos.
4. Logo após, agitou-se os sistemas e fizeram-se as observações.
Parte 2 – Investigação quantitativa da solubilidade usando o método de Mohr
1. Primeiramente, filtrou-se a solução aquosa de cloreto de cálcio (CaCl 2 ) da parte 1.1 usando um funil e papel
de filtro, logo após, desprezou-se o precipitado e recolheu-se o filtrado;
2. Adicionou-se 1 mL deste filtrado a um balão volumétrico de 100 mL e completou-se com água até o menisco;
3. Retirou-se desta solução diluída, 3 (três) alíquotas de 2 mL e adicionou-se a 3 (três) tubos de ensaios
diferentes.
4. Adicionou-se a cada um desses tubos de ensaio, 1 (uma) gota do indicador cromato de potássio (K 2 CrO 4 );
5. Lavou-se uma bureta com um pouco da solução de AgNO 3 0,1M a ser utilizada na titulação e depois encheu-se
a bureta desta solução.
6. Adicionou-se lentamente a solução de AgNO 3 sobre o tubo de ensaio, agitando-os sempre.
7. Anotou-se o volume gasto de AgNO 3 usado na titulação de cada tubo;
8. Determinou-se a concentração de Cl-^ na solução diluída e logo após na solução concentrada de CaCl 2.
9. Considerando os valores encontrados na titulação para a solução diluída calculou-se a sua concentração,
sendo a mesma considerada homogênea em referência a solução concentrada.
- Titulação do branco. Adicionou-se 2mL de água destilada e logo após adicionou-se quantas gotas fossem necessárias de Ag 2 CrO 4 para visualizar o precipitado avermelhado.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
CÁLCULO DA CONCENTRAÇÃO DE CL 1-^ NA SOLUÇÃO DILUÍDA:
Sabendo-se que o número de mols de AgNO 3 utilizado na titulação do Cl -^ é dado por:
E que o número de mols de Ag +^ adicionado é equivalente ao número de mols de cloreto titulado, dada pela relação estequiométrica, evidenciada na equação (7), temos que:
Disso podemos calcular a molaridade dos íons cloretos na solução inicial, dada por: F 0 6 5 CÁLCULO DA CONCENTRAÇÃO DE CL-^ NA SOLUÇÃO CONCENTRADA:
Considerando que na solução diluída tínhamos 1mL da solução concentrada diluída em 100mL de água destilada, então tinha-se 1% da solução inicial, logo :
F 0 6 5= 7,25x10-2^ mol /L ----------------------- 1% X ----------------------- 100%
X = 7,25 mol/L
CÁLCULO DA SOLUBILIDADE DO CLORETO DE CÁLCIO (em g/mL):
Para calcularmos a solubilidade do cloreto de cálcio em g / 100mL de H 2 0, temos que:
- O volume da soluçãovolume de água destilada adicionada;
- Tendo como a densidade da água igual a ; Temos que: 4,061g de CaCl 2 __________________________ 5mL de H 2 0 X g de CaCl 2 ___________________________100 mL de H 20
X = 81,22g de CaCl 2 / 100mL de H 2 O à 25º C.
CÁLCULO DA SOLUBILIDADE DO CLORETO DE CÁLCIO (em mol/L):
Em 100mL de água destilada dissolve-se 81,22g de CaCl 2 , logo em 1000mL (1L) dissolve-se 812,2 g de CaCl 2. Essa massa dividida por sua massa molar (110,99g/mol) nos dá a solubilidade do CaCl 2 em mol/L:F 0 6 5= 7,32 mol/L
CALCULO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO CLORETO DE CÁLCIO (KS ) (a partir da solubilidade obtida acima).
Considerando a reação dada pela Eq.2 tem-se que em 1L de solução saturada de cloreto temos que:
Kps = [Ca+2^ ][Cl-^ ] 2
Portanto, Para o produto de solubilidade do cloreto de cálcio :
Sendo obtido um Ks com valor alto pela grande solubilidade do cloreto de cálcio em água.
Considerando o gráfico Ao lado que descreve a variação da solubilidade em 100g de H 2 O do cloreto de cálcio em função da temperatura, encontrado na literatura, temos que a solubilidade do CaCl 2 é de aproximadamente, 83g de CaCl 2 em 100g de H 2 O à 25º C. (83g de CaCl 2 em 100mL de H 2 O à 25 °C)
Considerando 100mL=100g de água logo, pode-se obter que:
83g de CaCl 2 _______________________ 100mL de H 2 O y g de CaCl 2 ________________________ 5mL de H 2 O
y = 4,15g de CaCl 2 dissolvidos em 5g de H 2 O
Tendo considerado que para uma solução saturada de pode-se calcular a sua solubilidade em mol/L, a solubilidade real do cloreto de cálcio é dada por :
Kps = [Ca +2][Cl - ] 2
Para o produto de solubilidade do cloreto de cálcio presente na literatura:
O erro associado à medida do produto de solubilidade (Ks) é dado por:
De acordo com as observações feitas durante o experimento, podemos deduzir uma escala de solubilidade entre os elementos de uma dada família, que no presente, à família dos alcalino-terrosos. Onde se observa que o cloreto de cálcio (CaCl 2 ) possui uma maior solubilidade em relação ao cloreto de estrôncio (SrCl 2 ) e ao cloreto de bário (BaCl 2 ), onde todas as dissoluções mostraram-se exotérmicas. Resumindo podemos ter que “descendo” numa dada família, as solubilidades dos elementos diminuem quando temos uma série de substâncias que possuem em comum o grupo ligado ao metal, neste caso, o grupo estudado foi os cloretos da família 2A. A massa a ser adicionada no inicio deveria ser de 4,15g e não de 4,00g de CaCl 2 para obtermos uma solubilidade próxima do ideal e um Ks mais aproximado possível. Durante a titulação evidenciamos uma mudança de coloração da solução de cloreto de cálcio diluída quando titulada com o nitrato de prata em presença do cromato de potássio, onde esta mudança de coloração está associada à Eq.8 onde forma-se um precipitado castanho-avermelhado (Ag 2 CrO 4 ). Os produtos de solubilidade do cloreto de prata e do cromato de prata são dados na literatura por:
Observa-se que o produto de solubilidade do cromato de prata é muito menor em relação ao cloreto de prata. O cloreto de prata precipita primeiro devido a sua solubilidade ser menor que a solubilidade do cromato de prata, isso pode ser evidenciado abaixo por:
Ks = (s). (s) = s^2
Solubilidade do cloreto de prata: = 1,22 x 10 -5^ mol/L
Ks = (2s)^2. (s) = 4s 3 Solubilidade (s) = = 8,43x10-5^ mol/L, portanto , o cromato de prata é mais solúvel. E em virtude deste fato, ocorre a precipitação do cromato de prata dando a solução uma coloração castanho-avermelhada. As possíveis fontes de erros associadas ao experimento pode ser enumerada como:
- Na visualização do ponto de equivalência e na medição do volume associado à titulação do Cl -^ em presença de cromato de potássio (K 2 CrO 4 ) com o nitrato de prata (AgNO 3 ); Esse erro sendo eliminado quando retirado o volume da titulação do branco.
- Na pesagem e transição das massas de cada substância envolvida na prática.
CONCLUSÃO
Neste experimento, evidenciamos que a solubilidade dos elementos de uma determinada família pode ser correlacionada através das solubilidades relativas a um dado solvente e temperatura, sendo esta tendência observada experimentalmente através desta prática. Como referência teve-se que as solubilidades relativas dos cloretos de cálcio (CaCl 2 ), estrôncio (SrCl 2 ) e bário (BaCl 2 ) foram:
(^5) N.Baccan , J.C de Andrade, O.E.S. Godinho, J.S Barone, Química analítica Quantitativa Elementar, 3° edição.
Editora Edgard Blucher LTDA, São Paulo,2001.
