Realatorio de FQ 1- 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS - UFGD
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA - FACET
 QUÍMICA BACHARELADO
 FÍSICO – QUÍMICA EXPERIMETAL I
 Dourados/MS
 2021
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS - UFGD
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA - FACET
 QUÍMICA BACHARELADO
DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA E ENTROPIA DE DISSOLUÇÃO DO ÁCIDO BENZOICO 
 GABRIEL MERELES AGUERO
 
Relatório apresentado na disciplina de Físico-Química Experimental I, do curso de Bacharelado em Química da Universidade Federal da Grande Dourados-UFGD Docente: Profa.Dra. Adriana Evaristo de Carvalho 
 Dourados/MS
 2021
1. INTRODUÇÃO:
 No equilíbrio termodinâmico de uma reação química á variação da energia livre de gibbis se iguala a zero, ou seja, o calor necessário para converter reagentes em produtos se iguala ao calor necessário para converter produtos em reagentes. É correlacionando esses calores Q1 e Q2 obtemos uma constante de proporcionalidade K. Como mostra nas equações (1) e (2): ATKINS (2012), LEVINE (2012)
 ΔrG = ΔrG0 + RT ln(Q1Q2) Antes do equilíbrio (1)
 0 = ΔrG0 + RT ln(K) No equilíbrio
 ΔrG0 = - RTln (K) No equilíbrio (2)
Onde T é a temperatura termodinâmica, R é a constante universal dos gases, K é a constante de proporcionalidade de equilíbrio, ΔrG0 é a variação da energia livre de gibbis padrão.
 Trabalhando com essa constante de proporcionalidade de equilíbrio K em função da temperatura, podemos utilizar á equação de van´t Hoff para relacionar diretamente com a variação de entalpia padrão ΔH0 dividido pelo quadrado da temperatura. Como mostra na equação 3. ATKINS (2012), LEVINE (2012)
 (3)
Assumindo que a entalpia, não varia com a temperatura, o resultado desta equação diferencial é dado pela equação (4). 
 (4)
onde K1 é a constante de proporcionalidade de equilíbrio da temperatura T1 e K2 é a constante de proporcionalidade de equilíbrio da temperatura T2 . ΔH0 é a variação de entalpia e R é a constante universal dos gases LEVINE (2012).
 Para uma reação de dissolução, podemos denotar os parâmetros termodinâmicos como sendo, á energia livre de gibbis de dissolução ΔdissG0, á entalpia de dissolução ΔdissH0 é a entropia de dissolução ΔdissS0 é a constante de solubilidade Ks. Onde todos esses parâmetros termodinâmicos estão correlacionados pela equação (5) e (6). ATKINS (2012), LEVINE (2012)
 ΔdissG0 = ΔdissH0 – TΔdissS0 (5)
 ΔdissG0 = - RTln (Ks) (6)
 Isolando o parâmetro ln (Ks) da equação (6) e rearranjando as equações (5) e (6), obtemos a equação (7), conhecida também como á equação de van´t Hoff. LEVINE (2012)
 (7)
 Ao representar valores de logarítmicos neperiano da constante de equilíbrio de solubilidade ln (Ks) pelo inverso da temperatura e pelo logarítmico neperiano da temperatura ln(T), obtém uma reta linear, onde o coeficiente angular positivo irá determinar uma dissolução exotérmica ou um coeficiente angular negativo uma dissolução endotérmica. LEVINE (2012)
 Assim sendo, que a determinação experimental da constante de equilíbrio da reação de dissolução em função da temperatura, nos permite determinar os valores dos coeficientes angulares, ou seja, valores da variação da entalpia e entropia. ATKINS (2012), LEVINE (2012) 
2. OBJETIVO 
O objetivo deste experimento e determinar os valores da entropia e entalpia do ácido benzoico em função de sua solubilidade em meio aquoso de hidróxido de sódios NaOH variando em diferentes temperaturas. Em seguida determinar se esse processo é exotérmico ou endotérmico.
3. MATERIAIS E REAGENTES 
2 termômetros com resolução 10C, até 1000C. 
1 espátula metálica. 
1 balão volumétrica de 100 ml. 
2 béqueres de 500 ml. 
1 pipeta graduada de 20 ml. 
1 bureta de 50 ml
1bastão de vidro
8 Erlenmeyer de 125 ml
Ácido benzoico (C6H5COOH)
Ácido oxálico (HO2CCO2H)
Hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de fenolftaleina. SILVA et al (2014).
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Preparou-se 100ml de solução aquosa de NaOH, aproximadamente 0,1 mol L-1, e padronizou-se com ácido oxálico.
 Preparou-se 100ml de solução aquosa saturada de ácido benzoico a cerca de 800C. Em seguida aqueceu-se a solução em banho maria.
Esfriou-se o banho-maria até cerca de 650C.Manteu-se o banho maria nessa temperatura por cerca de 10 minutos, agitou-se periodicamente a solução de ácido benzoico com o auxílio de um bastão de vidro. A seguir, garantindo o atingimento do equilíbrio de solubilidade, com o auxílio de uma pipeta graduada, previamente preparada, retirou-se uma amostra de aproximadamente 5ml do sobrenadante da solução saturada de ácido benzoico, rapidamente, transferiu-se esta amostra para um erlenmeyer de 125ml e dilui-se até 25ml (se houver precipitação de ácido benzoico no interior da pipeta, retirá-lo com água destilada e adicionar ao material coletado). A pipeta graduada, a ser usada para a coleta de amostras do sobrenadante da solução saturada de ácido benzoico, deve ser previamente aquecida em um banho de água destilada mantido a aproximadamente 800C. A ponta pipeta recobriu-se com algodão (preso por uma banda elástica) de modo a evitar a coleta de cristais de ácido benzoico.
 A seguir repetiu-se o procedimento descrito acima para temperaturas do banho-maria de cerca de 60,55,50,45,40,35 e 300C.
 Titulou-se as soluções de ácido benzoico contidas nos erlenmeyers com a solução de NaOH previamente padronizado, utilizou-se a fenolftaleina como indicador.
5. RESULTADOS 
 Para aumentar a precisão na determinação da entropia e entalpia de dissolução, utilizou-se oito variações de temperatura de 50C entre elas (650C, 600C,550C,500C,450C,400C,350C,300C). Os valores de volume gasto de NaOH (0,1075M) na titulação, relacionou-se as concentrações mol/L-1 em função da temperatura e com as respectivas solubilidades e organizou-se em tabelas. A partir desses dados, calculou-se o logarítmico neperiano da solubilidade ln(s) e plotou-se 2 gráficos em razão do inverso da temperatura K-1 e o logarítmico neperiano da temperatura ln(K).
 Por fim, calculou-se os coeficientes angulares, a fim de calcular a variação da entalpia e entropia de dissolução do ácido benzoico.
5.1 DETERMINAÇÃO DA SOLUBILIDADE DO ÁCIDO BENZOICO
Utilizou-se a equação (8) para determinar a solubilidade das amostras de cada temperatura.
 
 
 (8)
Conforme os valores obtidos de massa do ácido benzoico em cada temperatura, calculou-se então os valores da solubilidade utilizando a equação 8 conforme Tabela 1. 
Tabela 1- Valores para determinação da solubilidade do ácido benzoico em cada amostra.
	
Temperatura
 (0C)
	
Temperatura
 (K)
	Volume de NaOH necessário na titulação
 (ml)
	Volume de NaOH necessário na titulação
 (L) 
	
Mols de ácido benzoico
	
Massa deácido benzoico
 (g)
	
Solubilidade
 (g soluto/
 100g solvente)
	 65
	 338,15
	 4,23
	0,00423
	4,547×10-4
	 0,0555
	5,55×10-4
	 60
	 333,15
	 4,10
	0,0041
	4,407×10-4
	 0,0538
	5,38×10-4
	 55
	 328,15
	 3,75
	0,00375
	4,031×10-4
	 0,0492
	4,92×10-4
	 50
	 323,15
	 3,0
	0,003
	3,225×10-4
	 0,0393
	3,93×10-4
	 45
	 318,15
	 2,45
	0,00245
	2,633×10-4
	 0,0321
	3,21×10-4
	 40
	 313,15
	 1,95
	0,00195
	2,096×10-4
	 0,0255
	2,55×10-4
	 35
	 308,15
	 1,80
	0,0018
	1,935×10-4
	 0,0236
	2,36×10-4
	 30
	 303,15
	 1,5
	0,0015
	1,612×10-4
	 0,0196
	1,96×10-4
Com os valores determinados de solubilidade, calculou-se em seguida o logarítmico neperiano de solubilidade ln(s) e logarítmico neperiano da temperatura ln(K) e o inverso da temperatura K-1.
 Tabela 2- Valores de ln(s), ln(K) e o inverso da temperatura K-1
	Temperatura 
 (K)
	Solubilidade (g soluto/100g solvente)
	 
 Ln(s)
	 
 Ln(K)
	 
 K-1 (1/K)
	 338,15
	5,55×10-4
	 -7,4965
	 5,8234
	2,957×10-3
	 333,15
	5,38×10-4
	 -7,5276
	 5,8085
	3,002×10-3
	 328,15
	4,92×10-4
	 -7,6170
	 5,7934
	3,047×10-3
	 323,15
	3,93×10-4
	 -7,8417
	 5,7781
	3,095×10-3
	 318,15
	3,21×10-4
	 -8,0440
	 5,7625
	3,143×10-3
	 313,15
	2,55×10-4
	 -8,2742
	 5,7466
	3,193×10-3
	 308,15
	2,36×10-4
	 -8,3516
	 5,7305
	3,245×10-3
	 303,15
	1,96×10-4
	 -8,5373
	 5,7142
	3,299×10-3
 
Através dos dados da tabela 2, plotou-se então os gráficos disponíveis na figura 1 e 2.
5.2 DETERMINAÇÁO DA ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
 
 
Fonte: próprio autor 
 Figura 1 – Variação do logarítmico neperiano da solubilidade em função do inverso da temperatura.
 Para determinação do , utilizou-se a equação (7).
 
 (7)
 
 
Onde o valor de R equivale a 8, 314J.mol-1.K-1 
 = -3321,1608x + 2,40938
 - = -27612,13 J.mol-1
 = 27,612 KJ.mol-1
5.3DETERMINAÇÃO DA ENTROPIA DE DISSOLUÇAO 
Fonte: Próprio autor 
Figura 2 – Variação do logarítmico neperiano da solubilidade em função do logarítmico neperiano da temperatura termodinâmica.
 Para determinação do , utilizamos de forma análoga a equação (7).
 
 (7)
 
 
Onde o valor de R equivale a 8, 314J.mol-1. K-1 
 = - 320,037x + 6,7690
 = - 2660.788 J.mol-1
 = -2, 661KJ.mol-1.
6. CONCLUSÃO 
Pode-se analisar que o valor do coeficiente angula da reta é negativo, mas multiplicando o negativo do o valor se torna-se positivo, ou seja ( , trata-se então de uma reação de dissolução endotérmica com a variação de energia de 27,612 KJ.mol-1. Para a entropia de dissolução o valor do coeficiente angular da reta também e negativo, ou seja, ( a entropia da dissolução diminuiu. Observando os dados ao longo do relatório, podemos concluir que a dissolução do ácido benzoico é um sistema endotérmico ( é a entropia do sistema diminui ( leva á um valor de ΔdissG0 positivo como mostra na equação (5). Assim então concluindo-se que esse sistema de dissolução nunca será espontâneo. ATKINS (2012)
 ΔdissG0 = ΔdissH0 – TΔdissS0 (5)
 ΔdissG0 = 27,612 KJ.mol-1 – (-2, 661KJ.mol-1.)
 ΔdissG0 = 30,273 KJ.mol-1 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA
1. ATIKINS, P.W. De Paula, J. Físico-química .90ed, Rio de Janeiro: LTC/GEM, 2012.v.1 
2. LEVINE, I.N. Físico-química. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC/GEN, 2012.v.1
3. SILVA, R.R.; Bocchi; Rocha-Filho, R.C; Machado, P.E.L. Introdução a química experimental. 2. ed. São Carlos: Ed UFSCar, 2014
 
 
0,002950,003000,003050,003100,003150,003200,003250,003300,00335
-8,6
-8,4
-8,2
-8,0
-7,8
-7,6
-7,4
R = - 0,98911
Y = - 3321,1608 X + 2,40938
Ln(S)
1/K
0,002950,003000,003050,003100,003150,003200,003250,003300,00335
5,70
5,72
5,74
5,76
5,78
5,80
5,82
5,84
R = - 0,99988
Y = - 320,03661 X + 6,76905 
Ln(S)
Ln(T)