Solubilidade

Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA

1. Criando uma solução saturadaExpand

   Neste experimento, você criará uma solução saturada de tetraborato de sódio decahidratado, também chamado de bórax. Na água, o bórax se dissocia em dois cátions de sódio e um ânion tetraborato. Quando uma solução aquosa de bórax está saturada, significa que ela contém a quantidade máxima de soluto dissolvido, que é bórax, para esse volume de solvente, que é água. Qualquer sólido adicional não parecerá se dissolver.

   Como a solubilidade depende da temperatura, cada grupo criará uma solução saturada a uma temperatura diferente. Mais bórax se dissolverá em temperaturas mais altas, resultando em uma solução com maior concentração de bórax.

   • Antes de iniciar o experimento, coloque o equipamento de proteção individual necessário, incluindo jaleco, óculos de proteção contra respingos químicos e luvas.
   • O instrutor atribuirá a você uma temperatura para usar durante o experimento. Com base nessa temperatura, determine a quantidade de bórax necessária para criar uma solução saturada usando a tabela.

     Temperatura (°C)	Quantidade de bórax (g)
     10	4
     20	6
     30	8
     40	13
     50	21

   • Meça a quantidade necessária de bórax para a temperatura atribuída. Por exemplo, são necessários 8 g de bórax para uma temperatura de 30 °C. Registre a massa em seu caderno de laboratório. Crie esta tabela para ajudá-lo a acompanhar seus dados.

     Tabela 1: Dados de temperatura e volume

     Temperatura atribuída (°C)
     Massa de bórax (g)
     Teste	Temperatura da solução (°C)	Volume (mL) de 0,5 M HCl adicionado
     1
     2
     3
     4
     5

     Clique aqui para baixar a Tabela 1
   • Rotule um béquer de 150 mL como 'solução de bórax' e transfira o bórax para ele. Meça 50 mL de água deionizada e despeje no copo. Adicione uma barra de agitação magnética à solução, coloque o copo na placa de aquecimento e ligue a configuração de agitação.
   • Use um termômetro digital clamp para segurar um termômetro digital dentro do copo e acima da barra de agitação. Aquecer o copo a uma temperatura superior a cerca de 10 a 20 °C em relação à temperatura atribuída. nota: Os alunos com a temperatura de 10 ° C deixarão o bórax se dissolver à temperatura ambiente.
   • Para todas as temperaturas atribuídas, adicione 200 mL de água deionizada a um béquer de 400 mL. Em seguida, coloque um termômetro de vidro no copo de água. Coloque o copo na placa de aquecimento e aqueça a água a 20 °C acima da temperatura atribuída. nota: Os alunos com a temperatura de 10 °C devem usar água em temperatura ambiente.
   • Rotule os cinco frascos de Erlenmeyer de 250 mL como 'ensaios 1 a 5'. Quando o bórax estiver totalmente dissolvido na solução e parecer homogêneo, remova o béquer da placa de agitação e coloque-o na bancada para esfriar até a temperatura designada.
   • Assim que a temperatura for atingida, coloque o copo sobre uma pilha de toalhas de papel para atuar como isolante e manter uma temperatura constante. nota: Os alunos designados para a temperatura de 10 ° C devem colocar seu copo contendo solução de bórax em um copo maior cheio de gelo e água.
   • Rotule outro copo de 400 mL como 'resíduo' e pipete 5 mL de água quente para o copo de resíduos. Repita isso várias vezes para aquecer a pipeta e evitar que ela fique entupida à medida que o bórax esfria.
   • Registre a temperatura exata da solução de bórax em seu notebook. Em seguida, pipetar 5 ml da solução saturada de bórax a partir da parte superior do copo e distribuí-los para o primeiro balão Erlenmeyer de 250 ml. Não permita que a pipeta entre em contato com o bórax cristalizador na parte inferior do béquer.
   • Pipetar 5 ml de água quente para o balão de Erlenmeyer que contém a solução de bórax. Repetir esta opção para cada um dos quatro balões restantes, adicionando 5 ml de solução de bórax e 5 ml de água. Lembre-se de ficar de olho na temperatura da solução de bórax, pois ela esfriará na bancada. nota: A temperatura da solução saturada transferida para cada um dos cinco frascos deve estar entre 2 e 3 °C entre si. Os alunos que trabalham com temperaturas mais altas podem precisar reaquecer a solução antes de prosseguir.
2. Titulação da solução de bóraxExpandir

   Agora você determinará quanto bórax se dissolveu em sua solução saturada. Lembre-se da reação química que mostra como o bórax se dissocia na água, formando o íon tetraborato. Como o íon tetraborato é uma base, ele reagirá com o ácido após uma reação de neutralização.

   Quando a quantidade de ácido é o dobro da quantidade de tetraborato, a solução é neutralizada. Para fazer isso, dispensaremos lentamente o HCl na solução de bórax até que seja neutralizado, o que significa que o ácido e a base reagem para formar água e sal e um pH neutro. Usaremos o indicador de pH verde bromocresol para nos informar quando a solução for neutralizada, pois muda de azul para amarelo-esverdeado pálido quando o pH é neutro.

   • Para iniciar a titulação, primeiro meça 40 mL de água deionizada e adicione-a a um dos frascos Erlenmeyer. Gire o frasco para certificar-se de que todo o bórax está em solução. Repita isso para os outros quatro frascos.
   • Adicionar 2 a 3 gotas de verde de bromocresol a 0,1% a cada balão.
   • Prenda uma bureta clamp em um suporte de anel e prenda uma bureta na braçadeira, certificando-se de que a bureta esteja vertical e o mais reta possível. Certifique-se de que a torneira da bureta esteja fechada.
   • Coloque um funil na extremidade aberta da bureta e encha a bureta com água deionizada. Coloque o copo de resíduos sob a bureta e abra a torneira para deixar toda a água sair da bureta. Em seguida, feche a torneira.
   • Obtenha 0,5 M de HCl do seu instrutor e despeje 10 mL na bureta. Use as marcações na lateral da bureta como guia. Abra a torneira na bureta para permitir que todo o HCl escorra para o copo de resíduos
   • Feche a torneira novamente e, em seguida, encha a bureta com 50 mL de HCl. Abra ligeiramente a torneira para permitir que o líquido encha a ponta da bureta e remova quaisquer bolhas.
   • Registre o volume inicial de HCl em seu bloco de anotações de laboratório.
   • Para o primeiro teste, titule o HCl na solução de bórax em incrementos de 1 mL. Agite suavemente o balão após cada adição para se certificar de que a solução está bem misturada. nota: No ponto final da titulação, o indicador mudará a solução de azul claro para uma cor amarelo-esverdeada pálida. Se sua solução ficar amarela escura, isso indica que você passou no ponto de extremidade.
   • Quando você atingir o ponto final, registre o volume de HCl restante na bureta.
   • Reabasteça a bureta até a marca de 50 mL com mais HCl e repita a titulação para todos os outros frascos de solução de bórax. Certifique-se de registrar os volumes finais de HCl usados para cada titulação.
   • Para limpar o experimento, coloque o copo de resíduos de 400 mL sob o bico da bureta e abra a bureta para drenar o HCl restante para dentro dela.
   • Encha a bureta com água deionizada e deixe-a enxaguar através da bureta.
   • Use a solução de bórax restante para neutralizar o ácido no copo de resíduos. Gire o copo até que pare de borbulhar.
   • Adicione o bicarbonato de sódio ao copo de resíduos e agite a solução. Continue adicionando bicarbonato de sódio e agitando a solução até que pare de borbulhar. nota: Você pode não observar bolhas porque o bórax faz a maior parte da neutralização.
   • Lave o conteúdo do copo de resíduos na pia com muita água. Os frascos contendo bórax e HCl de suas titulações são neutralizados, para que também possam ser despejados na pia.
3. ResultadosExpandir
   • Primeiro, determine a constante de reação K_sp para dissociação de bórax em água. Determine a temperatura média em Celsius e o volume médio de 0,5 M HCl usado para atingir o ponto final da titulação.

     Tabela 2: Determinação de ΔG, ΔH e ΔS

     Temperatura atribuída (°C)	Tavg (°C)	Vavg (mL)	Tavg (K)	1/Tavg (K)	Moles de 0,5 M HCl	Molaridade de Na2[B4O5(OH)4]	Ksp	lnKsp	ΔG (kJ/mol)
     10 °C
     20 °C
     30 °C
     40 °C
     50 °C

     Clique aqui para baixar a Tabela 2
   • Obtenha dados de outros grupos para que você tenha um volume médio de HCl para cada temperatura.
   • A constante de solubilidade é determinada a partir da estequiometria da reação de dissociação de bórax e água. Como o reagente é sólido, ele não está incluído na expressão. Como dois cátions de sódio são formados para cada tetraborato, presume-se que a concentração de sódio seja igual a duas vezes a concentração de tetraborato. Assim, a expressão pode ser simplificada como mostrado: K_sp = 4[[B₄O₅(OH)₄]^2-]³
   • A concentração de tetraborato pode ser calculada a partir do volume de HCl usado para atingir o ponto final da titulação e neutralizar a base. Os moles de HCl são iguais ao volume de HCl vezes a molaridade da solução. Como dois moles de HCl são necessários para neutralizar um mol de tetraborato, os moles de tetraborato podem ser facilmente calculados.
   • Calcular a concentração de tetraborato (com base em 5 ml de volume de solução saturada) e determinar a constante de reacção. Repita o cálculo para cada temperatura e compare seus resultados.
   • Use os dados de titulação para calcular a energia livre de Gibbs, ΔG, em cada valor de temperatura para determinar se a dissociação do bórax é uma reação espontânea. Lembre-se da expressão ΔG, onde R é a constante do gás, T é a temperatura da solução em Kelvin e K_sp é nossa constante de reação. Usando nossas constantes de reação e a temperatura correspondente, calcule ΔG para cada temperatura.
   • Lembre-se de que, se ΔG for positivo, a reação não é espontânea, o que significa que a energia precisa ser colocada na reação para que ela prossiga. No entanto, se ΔG for negativo, a reação prossegue espontaneamente. Em geral, essa reação não é espontânea em baixas temperaturas, mas é espontânea em temperaturas mais altas. Isso apóia a teoria de que o bórax prefere a forma da estrutura cristalina de sal à temperatura ambiente e mais baixa, mas prefere entrar em solução depois que uma certa temperatura é atingida. Use K_sp para calcular ΔH e ΔS.
   • Plote o log natural de K_sp como uma função de 1/T relatado em Kelvin. A inclinação desta reta é igual a -ΔH/R, então calcule ΔH. A interceptação da linha é igual a ΔS/R. Determine ΔS.
   • Como a mudança na entalpia dessa reação é de cerca de 90 kJ/mol e é positiva, a reação é endotérmica, o que significa que absorve energia. A mudança na entropia é positiva e é de cerca de 290 J/mol·K, o que indica a produção favorável de desordem. Isso é esperado à medida que a estrutura cristalina do sal se decompõe.