Solubilidade e Miscibilidade - Relatório

Solubilidade e Miscibilidade - Relatório

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  UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERALDO PARANÁ CURSO TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS CAMPUS TOLEDO FABIO BATISTA GABRIEL BORTOLETI GABRIELA BEGALLI GIOVANI HELMANN GUSTAVO CAVALCANTI JEFFERSON WILLIAN JULIE FERNANDES PHABLO PIRES Solubilidade e Miscibilidade DISCIPLINA ORGANICA II TOLEDO 2014
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  RESUMO Neste relatório relacionou-seas práticas realizadas no laboratório, os quais houve uma introdução de conceitos de miscibilidade, solubilidade, polaridade das moléculas e atrações intermoleculares. Assim, as intensidades das atrações intermoleculares relacionam-se diretamente com a composição química e a estrutura das moléculas, então se pode compreender o comportamento dessas substancias por meio de uma análise qualitativa. Para analisar os comportamentos, houve as seguintes práticas: sólidos dissolvendo-se em líquidos, líquidos dissolvendo em líquidos, diferentes álcoois se dissolvendo em outro álcool e a determinação de pares miscíveis ou imiscíveis. Palavras-chaves: solubilidade; miscibilidade, álcoois, imiscíveis. 1. INTRODUÇÃO A miscibilidade acontece quando os fluídos misturam-se ou dissolvem-se mutuamente, em todas as proporções. Quando os líquidos formam duas camadas distintas, são imiscíveis. Solubilidade é definida como a capacidade de uma substancia se dissolver em outra. Esta capacidade, no que diz respeito a dissolução de um sólido em um líquido é limitada, ou seja, existe um máximo de soluto que podemos dissolver em certa quantidade de um solvente. A interação das moléculas do solvente com o soluto é chamada solvatação. [1] Pode-se determinar se uma mistura irá ser miscível ou não, por meio da sua polaridade. Assim, usa-se também a diferença na eletronegatividade entre dois átomos para medir a polaridade de ligação entre eles. [1] O momento dipolo é caracterizado pela diferença de eletronegatividade que leva a uma ligação covalente polar. Como consequência, existe uma concentração de carga negativa no átomo mais eletronegativo, deixando o menos eletronegativo no lado positivo da molécula. [2] Quando os dois átomos da molécula têm a mesma eletronegatividade, nenhum deles é capaz de garantir a presença dos elétrons por mais tempo que o outro. Dessa forma, nenhum dos lados ficará mais positivo ou mais negativo. A molécula será apolar. [2] Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos e o que faz surgir uma força entre elas. É o que denomina força intermolecular. Sabe-se que existem diferentes forças atrativas: forças íon-dipolo, forças dipolo-dipolo, dispersão de london e ligação de hidrogênio. [2] As moléculas polares (–δ e +δ) participam das interações dipolo-dipolo, ou seja, há uma atração entre as cargas opostas, porém o alinhamento não é perfeito, pois as
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  moléculas estão emconstante movimento, colidindo entre si. São mais fracas que as ligações covalentes, pois quanto mais longe estão as moléculas, como ocorre nos estados líquido e gasoso, mais fraca será a força dipolo-dipolo. Esta força ocorre entre moléculas polares. [3] Nas ligações de hidrogênio ocorre quando o hidrogênio está ligado covalentemente a um átomo altamente eletronegativo, ocorre uma forte atração dipolo-dipolo, chamada de ligações de hidrogênio. [3] Forças de london é o único tipo de atração possível entre moléculas apolares, porém podem ocorrer entre íons e moléculas, mas são forças mais fracas, ditas momentâneas.[3] Forças íon-dipolo são forças que aparecem da interação entre os íons e as moléculas. Ocorre quando os íons interagem com moléculas polares. Por fim, força dipolo-induzido ocorre que as atrações entre os íons e as moléculas pode distorcer as nuvens de elétrons de partículas vizinhas, induzindo-as e forçando-as em um dipolo-induzido. [3] Nesta prática foi-se discutido o fato da relação das forças intermoleculares na solubilidade dos compostos, identificando como polar ou apolar. Abaixo consta as fórmulas estruturais dos compostos utilizados nas práticas: Figura 1 - Sacarose Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Sacarose Figura 2 - Hexano Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Hexano
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  Figura 3 -Metanol Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Metanol Figura 4 - Água Fonte: http://www.geocities.ws/Penna100/estr_H2O.gif Figura 5 - Ácido benzoico Fonte: pt.wikipedia.org/wiki/Ácido_benzoico Figura 6 - Naftaleno Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Naftalina Figura 7 - Butanol Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Butanol
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  Figura 8 -Etanol Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Etanol Figura 9 - Diclorometano Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Diclorometano Figura 10 - Éter etílico Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%89ter_et%C3%ADlico O objetivo dessas práticas foi visualizar-se se o composto ia se solubilizar e determinar o porquê ocorreu ou não a solubilização, tendo em si a consideração se o composto tem caráter polar ou apolar e as forças intermoleculares agindo sobre o mesmo. 2. PARTE EXPERIMENTAL 2.1 Experimento 1 Inicialmente pegou-se 3 béqueres cada um com uma substancia diferente: água, metanol e hexano, que eram os solventes. Metanol e hexano foram pegos com o auxílio de uma bureta e pêra. Foram identificadas cada uma com um marcador vermelho. Cada substância possuía seu próprio conta-gotas. Começou-se o ensaio utilizando-se a sacarose onde pegou-se 4 tubos de ensaios e foram marcados como: 1s - que seria uma quantidade de sacarose mais 30 gotas de água; 2s - sacarose mais 30 gotas de metanol; 3s - sacarose mais 30 gotas de hexano;
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  4s - sacarosepura. Para transferir a sacarose para os tubos de ensaios utilizou-se uma espátula e os solventes foram através do conta-gotas. Verificou-se quantidade de sólido dissolvido em cada tubo e anotou-se as informações. Repetiu-se todo esse procedimento, apenas com solutos diferentes, onde foram identificados como: 1a- ácido benzóico mais 30 gotas de água; 2a- ácido benzóico mais 30 gotas de metanol; 3a- ácido benzoico mais 30 gotas de hexano; 4a- ácido benzoico puro. E por último: 1n – naftaleno mais 30 gotas de água; 2n – naftaleno mais 30 gotas de metanol; 3n – naftaleno mais 30 gotas de hexano; 4n – naftaleno puro. Em todo o ensaio, agitou-se os tubos, deixou em repouso e anotou-se os resultados. Após a utilização da vidraria neste primeiro experimento, descartou-se as substancias num lugar adequado e lavou-as. 2.2 Experimento 2 Aproveitou-se o béquer com metanol, água e hexano do experimento anterior e em outro béquer colocou uma certa quantidade de 1-butanol. Pegou-se 4 tubos de ensaio e identificou os como: 1m + H20 – onde foi adicionado 1 ml de H20 e 20 gotas de metanol; 1m + hex- onde foi adicionado 1 ml de hexano e 20 gotas de metanol; 2 b + H20 – onde foi adicionado 1 ml de H20 e 20 gotas de butanol; 2 b + hex - onde foi adicionado 1 ml de hexano e 20 gotas de butanol. Utilizou-se o conta gotas para transferir os solventes. Observou-se o que ocorreu nas misturas se houve ou não formação de mais de uma fase e anotou-se os resultados. Descartou-se as misturas e lavou-se as vidrarias. 2.3 Experimento 3 Aproveitou-se os béqueres de água e hexano do experimento anterior e em outros 3 béqueres foram colocados etanol, éter etílico e diclometano. Cada béquer identificado
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  com sua respectivasubstância. Foi numerado os tubos de 1 a 10 com um canetão, onde cada um foi colocada 1 ml de cada substancia através de um conta-gotas: Tubo 1 – água com etanol Tubo 2 – água com éter etílico Tubo 3 – água com diclorometano Tubo 4 – água com hexano Tubo 5 – etanol com diclorometano Tubo 6 – etanol com hexano Tubo 7 – etanol com éter etílico Tubo 8 – diclorometano com hexano Tubo 9 – diclorometano com éter etílico Tubo 10 – hexano com éter etílico Cada mistura foi cuidadosamente agitada para observar-se se houve a formação de mais de uma fase e anotou-se cada observação. Após o ensaio, despejou-se as substancias no pote de descarte e lavou-se as vidrarias. 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 3.1 Experimento 1 A primeira iniciativa para constar a solubilidade neste experimento foi de 5 gotas, porém não era proporcional a quantidade de soluto para notar a solubilidade. Assim, quando atingiu-se 30 gotas deu para ter um resultado qualitativo. Na tabela 1, consta os resultados obtidos. Tabela 1 – Resultado do experimento 1 Solutos Tubo 1 (30 gotas de H2O) Tubo 2 (30 gotas de metanol) Tubo 3(30 gotas de hexano Tubo 4 (soluto puro) Sacarose Solubilizou Solubilizou parcialmente Corpo de fundo - Ácido Benzoico Corpo de fundo Solubilizou Não solubilizou - Naftaleno Não solubilizou Corpo de fundo 2 fases Corpo de fundo 2 fases - No tubo em que constava a sacarose e a água, pode-se observar que dissolve bem, pois a sacarose possui vários grupos OH em sua estrutura (Figura 1), que realizam ligações de hidrogênio com as moléculas de água, o que facilita sua dissolução.
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  Já a sacarosecom o hexano não solubilizou-se e pode-se visualizar corpo de fundo. Notou-se as seguintes forças intermoleculares: pontes de hidrogênio e dipolo instantâneo-dipolo induzido. A sacarose com o metanol se solubilizou parcialmente, isto devido que a estrutura do metanol é muito pequena em comparação a sacarose. Metanol possui apenas um -OH para realizar ligações de hidrogênio com os vários -OH que contem na cadeia da sacarose. Se aumenta-se a quantidade de metanol, poderia visualizar-se que solubilizou completamente. Já no tubo onde possuía apenas sacarose, em comparação aos outros tubos, dava para ver qual solução solubilizou mais e qual manteve as características iniciais. No caso do tubo com água se solubilizou completamente e ja no hexano não se nota tal ocorrência. Ácido benzoico com 30 gotas de água deu duas fases, onde deu para visualizar claramente o corpo de fundo. Porem se a água estivesse quente o ácido benzoico se solubilizaria, porem com água fria possui baixa solubilidade. O fato de não ser muito solúvel em água, é porque a água é bem mais polar que a molécula do ácido como um todo. Já o ácido com o metanol inicialmente estava parcialmente solúvel, apenas depois de várias agitadas se solubilizou completamente. É dito que a maioria dos ácidos orgânicos, tais como o ácido benzoico, são solúveis em solventes polares, ou seja, quase todos os orgânicos. No caso deste álcool é um solvente com uma característica polar e apolar. O ácido benzoico com o hexano não se solubilizou, corpo de fundo bastante presente e quase não sobrou líquido. Isto devido que o ácido benzoico tem um grupo altamente polar, a carboxila, enquanto o hexano é bastante apolar, não tendo bons grupos para interagir com o COOH. A única interação que eles têm são os grupos apolares, C6H5 para o ácido e C6H14 para o hexano, porém está interação é bastante fraca, do tipo dispersão de London. Por fim, a naftaleno é extremamente apolar ao ponto que flutua em água líquida e em hexano é solúvel, obedecendo a frase “semelhante dissolve em semelhante”, já que o hexano é apolar também. Naftaleno com metanol resultou com corpo de fundo, em duas fases, isso porque o metanol age como polar.
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  3.2 Experimento 2 Tabela2 – Resultados do experimento 2 Soluto 20 gotas Solvente H20 (1ml) Solvente Hexano (1 ml) Metanol 1 fase 2 fases Butanol 1 fase 1 fase O metanol e o butanol, através desse experimento, são solúveis na água. A justificativa é simples: encontra-se a formação de pontes de hidrogênio entre as moléculas de agua e do álcool. O fato da molécula de agua não ser linear e a eletronegatividade do oxigênio ser maior do que a do hidrogênio, ocorre o aparecimento de regiões positivas e negativas na própria molécula, sendo assim uma molécula polar. Já em álcoois quanto menor for a sua cadeia carbônica, mais solúvel é em água, devido que álcoois de grande massa molar possuem longas cadeia carbônicas com um pequeno grupo -OH. O hexano com o metanol foi o único caso que obteve 2 fases, isso devido que o hexano tem uma cadeia carbônica maior e é uma molecular apolar (sendo caracterizado pela baixa ocorrência de regiões eletricamente densas nas moléculas constituintes, com menores momentos dipolares e menores constantes dielétricas) e já o metanol é polar, como pode conferir nas Figura 2 e 8 a estrutura do hexano e do metanol, respectivamente. Assim o metanol é polar devido ao oxigênio preso em sua molécula que retém a maior parte dos elétrons e cria um polo negativo e o lado com deficiência de elétrons se torna o polo positivo. 3.3 Experimento 3 Tabela 3 – Resultados do experimento 3 Tub o Par de solvente (1ml cada) Resultado 1 Água com etanol Miscível 2 Água com éter etílico Imiscível 3 Água com diclorometano Imiscível 4 Água com hexano Imiscível 5 Etanol com diclorometano Miscível 6 Etanol com hexano Imiscível 7 Etanol com éter etílico Miscível 8 Diclorometano com hexano Miscível
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  9 Diclorometano cométer etílico Miscível 10 Hexano com éter etílico Miscível As interações intermoleculares são importantes: água e etanol são miscíveis porque as ligações de hidrogênio quebradas em ambos os líquidos puros são restabelecidas na mistura. Tubo 1- Quando o etanol se mistura com a água, a molécula de agua interage com a parte polar do etanol (-OH) formando ligações de hidrogênio com as moléculas de água. Assim, este é um par miscível. Tubo 2 - Sendo o éter etílico pouco polar e formando um sistema bifásico, as moléculas de água não conseguem interagir com as do éter. Sendo assim, tornam-se imiscíveis. Tubo 3 – A água mais o diclometano resultou num par de substancias imiscíveis, isto devido que as forças de ligação da molécula de água são ligações de hidrogênio, que são muito fortes e as do diclorometano é de Van Der Waals, que são muito fracas. Assim as ligações de hidrogênio da água não serão rompidas para formar uma nova ligação entre a água e o diclometano. Tubo 4 – A água com o hexano ocorre o mesmo que no Tubo 3, pois o hexano também possuem forças de ligação muito fracas, no entanto, as ligações de hidrogênio da água não serão rompidas para formar uma nova ligação entre a água e o hexano, logo é um par imiscível. Tubo 5 – A mistura entre o etanol e o diclometano resultou num par miscível, isto porque a parte polar da molécula de etanol (-OH) interage com o polo positivo da molécula de diclometano, tendo a força intermolecular tipo dipolo-dipolo. Tubo 6 – Quando o etanol se mistura com o hexano, há uma deformação na nuvem eletrônica da molécula de hexano, na qual cria um polo positivo que é atraído pelo polo negativo da molécula de etanol. Assim a força intermolecular dessa mistura é as forças de london, tornando as duas substancias miscíveis. Tubo 7 – A mistura entre o etanol e o éter resultou em um par miscível, isso ocorreu por causa do oxigênio que é bastante polar. Como as duas substâncias tem eles, vai acontecer a reação. Tubo 8 – O diclorometano junto ao hexano ocorre uma deformação na nuvem eletrônica da molécula de hexano, onde cria um polo positivo que é atraído pelo polo negativo da molécula de diclometano, resultando numa força de london e um par de substâncias miscíveis.
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  Tubo 9 –Não ocorre interação entre as duas substâncias, pois o éter etílico é pouco polar e o diclorometano é apolar, sendo assim não são miscíveis. Tubo 10 – A interação que ocorre entre o hexano e o éter pode ser explicada pela presença do oxigênio que reage com a nuvem eletrônica do hexano formando dipolo induzido. 4. CONCLUSÃO Relacionando os experimentos realizados com os conceitos relatados na introdução teórica, conclui-se que é possível fazer uma avaliação qualitativa das moléculas por suas forças de atração e estrutura molecular, e desta forma torna-se fácil a compreensão da polaridade. Avaliou-se então o comportamento das moléculas ao serem misturados, no qual pôde-se determinar o comportamento das moléculas ao serem misturadas, o tipo de forças intermoleculares e a polaridade, a partir das ligações entre os elementos e a sua eletronegatividade. Sabendo o tipo de força e a sua polaridade, pode-se determinar também a miscibilidade e a solubilidade das substancias. 5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1] KOTZ, John C., Química geral e reações químicas; São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005,5ª edição, pag. 511-534. [2] ATKINS, P. W.; LOR E TT A, J. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio- Ambiente. Porto A legre: Bookman, 2007. [3] WALDMAN, W.R; Interações Intermoleculares e suas relações com solubilidade. Disponível em: <http://web.ccead.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_interacoe s_intermoleculares.pdf>. Acesso em 15/09/2014.