Solubilidade e Miscibilidade - Relatório

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Relatório sobre solubilidade e miscibilidade na matéria de Orgânica II

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Solubilidade e Miscibilidade - Relatório

  1. 1. UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO 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
  2. 2. RESUMO Neste relatório relacionou-se as 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
  3. 3. moléculas estão em constante 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
  4. 4. 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
  5. 5. 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;
  6. 6. 4s - sacarose pura. 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
  7. 7. com sua respectiva substância. 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.
  8. 8. Já a sacarose com 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.
  9. 9. 3.2 Experimento 2 Tabela 2 – 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
  10. 10. 9 Diclorometano com éter 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.
  11. 11. 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.

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