FQ1. ultimo

Prévia do material em texto

Universidade Federal do Maranhão 
 Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
 Departamento de Química 
 Professor Doutor Roberto Batista 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Relatório de Físico-Química Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São Luis – Maranhão 
17/12/2016 
 Universidade Federal do Maranhão 
 Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
 Departamento de Química 
 Professor Doutor Roberto Batista 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Cálculo do Calor de Dissolução do Ácido Benzoico 
 
 
 
Alunos: 
 Julles Mitoura dos Santos Junior 2015059142 
 Emílio Émerson Xavier Guimarães 2015045002 
 Nathalia Cristina Ramos Lima 2015045020 
 Ronaldo Maison Martins 2015050307 
 Vinícius Almeida Bandeira 2015057620 
 
 
 
 
 
 
 
 
 São Luis – Maranhão 
17/12/2016 
Resumo 
 
 O calor de dissolução é igual a variação de entalpia com a dissolução 
de 1 mol da substancia solvente. Essa relação é determinada pela equação 
de Van’t Hoff a uma pressão constante. 
 O valor obtido no experimento foi 29,797 KJ/mol. O valor obtido é muito 
satisfatório tendo é vista que o valor da literatura é 30,26 KJ/mol. 
 
Objetivo 
 
 O objetivo desse experimento é determinar o calor de dissociação do 
ácido benzoico a partir da sua molalidade a diferentes temperaturas. 
 
 
Fundamentação Teórica 
 
 Denomina-se calor da solução a variação de energia quando uma 
substância dissolve outra outra substância, sendo assim o próprio calor de 
dissolução. A variação de entalpia no processo de dissolução de um soluto 
para compor uma solução saturada é: 
 
 𝐝𝐥𝐧(𝛚) = 
∆𝐇
𝐑
 
𝐝𝐓
𝑻𝒙𝑻
 
 
 O calor de dissolução pode ser representado por: 
 
 
𝝏(∆𝐇)
𝝏𝐧
 
 
 A relação acima é definida como o calor absorvido quando um mol de 
soluto se dissolve numa quantidade de solução, tal que não produza 
modificação apreciável na concentração. 
 (HOUGEN, WATSON) 
 
 A titulação é um processo empregado em Química para se determinar a 
quantidade de substancia de uma solução pelo confronto com uma outra 
espécie química, de concentração e natureza conhecidas. A substancia de 
interesse em qualquer determinação recebe o nome de analíto. A espécie 
química com concentração definida recebe o nome de titulante, que é, em 
geral, uma solução obtida a partir de um padrão primário. A solução a ter sua 
concentração determinada recebe o nome de titulado. Nesse processo faz-se 
reagir o ácido com uma base para que se atinja o ponto de equilíbrio de 
equivalência. 
 (SKOOG; HOLLER; NIEMAN) 
Procedimento Experimental 
 
 Material e Reagentes 
 
 - Termômetro 
 - Erlenmeyers 
 - Pipeta Graduada de 10 mL 
 - Pipetador 
 - Béqueres de 50 mL e 30 mL 
 - Ácido Benzoico 
 - Fenolftaleína 
 - Solução de Hidróxido de Sódio (0,5 e 0,1 M) 
 
 Procedimento 
 
 - Colocou-se 1g de ácido benzoico em 4 Erlenmayers. Foi adicionado 
100 mL de água destilada em cada vidraria. 
 
 - Cada Erlenmeyer foi colocado em uma manta térmica com uma 
temperatura diferentes e bem definidas. 
 
 - Aguardou-se as soluções atingir o equilíbrio térmico. 
 
 - Pipetou-se 10 mL das soluções em béqueres e titulou-se com uma 
solução padronizada de hidróxido de sódio separadamente a solução de cada 
béquer. Utilizou-se fenolftaleína como indicador. 
 
 O procedimento descrito acima foi realizado a 26 ºC, 37.7 ºC, 44 ºC e 
73.5 ºC. Para as soluções que estavam nas mantas a 26 e 37.7 ºC, utilizou-se 
hidróxido de sódio 0,05 molar. Para as soluções que estavam nas mantas a 
44 e 77.5 ºC, utilizou-se hidróxido de sódio 0,1 molar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados e Discussões 
 
 
 Com base nos dados obtidos experimentalmente de tendo conhecimento 
de relações simples, foram realizados os cálculos sequencialmente que 
possibilitaram o resultado desejado. 
 
Cálculo da massa de Soluto que reagiu como NaOH: 
 
 
 Temperatura Volume de NaOH 
 (ºC) (K) (mL) (L) 
 26 299,15 3,7 0,0037 
 37,7 310,85 8,3 0,0083 
 44 317,15 5,7 0,0057 
 73,5 346,65 13,0 0,013 
 
 
 Podemos calcular o número de moles com a seguintes fórmula: 
 
NºMoles de NaOH = Vol( NaOH gasto)xMolalidade do NaOH 
 
Para o NaOH (0,05 M): 
 
Temperatura (K) Volume (mL) Nº Moles de NaOH 
 299,15 3,7 0,185 
 310,85 8,3 0,415 
 
 Para o NaOH (0,1 M): 
 
Temperatura (K) Volume (mL) Nº Moles de NaOH 
 317,15 5,7 0,57 
 346,65 13,0 1,3 
 
 
 
 Temos que a reação entre o hidróxido de sódio e o ácido benzoico é a 
seguinte: 
 
 C6H5COOH + NaOH  C6H5COONa + H2O 
 
 Podemos concluir que tem uma reação do tipo 1 por 1, logo o número 
de moles do NaOH é igual a massa do C6H5COOH. 
 Desejamos calcular a molalidade, podemos usar a seguinte fórmula: 
 
 𝛚 =
𝐧
𝐦(𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞)
 
 
 
 Cálculo da Concentração Molar: 
 
 
Temperatura (K) Nº Moles de Acido Molalidade (Mol.Kg-1) 
 299,15 0,185 0,0185 
 310,85 0,415 0,0415 
 317,15 0,57 0,057 
 346,65 1,3 0,13 
 
 
 Com base nos resultados obtidos na tabela acima, temos que calcular o 
logaritmo natural da molalidade e o inverso da temperatura. 
 
 
Temperatura (K) 1
𝑇 (𝐾)
 𝜔 (Mol.Kg
-1) ln(𝜔) 
299,15 0,003428 0,0185 -3,989 
310,85 0,003216 0,0415 -3,182 
317,15 0,003153 0,057 -2,864 
346,65 0,002884 0,013 -2,040 
 
 
 
 
 Tendo conhecimento dos valores obtidos na tabela anterior, podemos 
plotar um gráfico do logaritmo natural da molalidade em função do inverso da 
temperatura. 
 
 
 
Gráfico 1- Logaritmo Natural da Molalidade em função do inverso da 
temperatura. 
 
 
 Todos os cálculos realizados até o momento foram realizados para que 
fosse possível calcular a variação de entalpia da dissolução. Tem-se como 
fundamento a seguintes fórmula: 
 
𝝏𝐥𝐧 (𝝎)
𝝏(𝟏 𝑻⁄ )
= −
∆𝑯
𝑹
 
 
 Sabemos que a inclinação da reta do gráfico acima é a variação do 
logaritmo natural da molalidade em relação ao inverso da temperatura, dessa 
forma: 
 
𝝏𝐥𝐧 (𝝎)
𝝏(𝟏 𝑻⁄ )
= −𝟑𝟓𝟖𝟒, 𝟑 
 
 Agora é possível calcular a variação de entalpia. 
y = -3584,3x + 8,3444
0,0028 0,0029 0,003 0,0031 0,0032 0,0033 0,0034 0,0035
-4,5
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
 
𝝏𝐥𝐧 (𝝎)
𝝏(𝟏 𝑻⁄ )
= −
∆𝑯
𝑹
 
 
−𝟑𝟓𝟖𝟒, 𝟑 = −
∆𝑯
𝟖, 𝟑𝟏𝟒
 
 
∆𝑯 = 𝟐𝟗, 𝟕𝟗𝟕 
𝑲𝑱
𝑴𝒐𝒍
 
 
 
 
 O resultado obtido é um ótimo resultado, pois apresenta um erro de 
apenas 2% quando comparado ao valor encontrado na literatura que é 30,26 
KJ. Mol-1. 
 Podemos analisar que o ∆𝑯 é maior que zero, sendo assim, trata-se 
de uma reação endotérmica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão 
 
 
 O experimento foi realizado em quatro temperaturas (299.15 K, 310.85 
K, 317.15 K, 346.65 K) distintas a fim de se obter um resultado mais preciso 
do calor de dissolução do ácido benzoico. Para as temperaturas mais baixas 
(299.15 K e 310.85 K) utilizou-se o hidróxido de sódio 0,05 molar na titulação. 
Para as temperaturas mais elevadas (317.15 K e 346.65 K) utilizou-se o 
hidróxido de sódio 0,1 molar na titulação. 
 Primeiramente buscamos a quantidade de NaOH utilizado na titulação à 
diferentes temperaturas. Em seguida determinou-se o número de mols de 
ácido benzoico utilizados. Tendo conhecimento do número de mols do ácido 
benzoico e da massa de solvente, foi possível calcular a molalidade. 
 Conhecendo as temperaturas e a variação das molalidades, calculou-se 
o logaritmo naturalda molalidade e plotou-se um gráfico do logaritmo natural 
da molalidade em função do inverso da temperatura. Esses dados foram 
buscados para que fosse possível calcular a inclinação da curva descrita pelas 
variáveis citadas anteriormente. Essa inclinação (ou taxa de variação) aplicada 
à equação de Van’t Hoff nos possibilita calcular a variação de entalpia. 
 O resultado obtido foi muito satisfatório, uma vez que obtivemos um erro 
de apenas 2% em relação ao valor dado na literatura para a variação de 
entalpia do ácido benzoico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
 
 
COVRE, G. JOSÉ.: Química, O homem e a Naturaza. Editora FTD. 
 
ATKINS, PETER. PAULA, JULIO.: Físico-química. Editora LTC. Vol 1. 
 
CASTELLAN, GILBERT.: Fundamentos de Físico-química. Editora LTC.