Entalpia de formação do cloreto de amonia solido

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Pós-laboratório 6 – Entalpia de formação do NH 4 Cl(𝑠) 
 
CQ033 - Físico-química 
 
29/03/2022 - Bancada número 04 
 
Nomes: Ana Carolina, Bianca Cavalcanti e Isabella Oberst 
 
Experimento 6 
 
1 – Introdução 
A troca de energia em um sistema é um processo complexo que começou necessidade de se entender 
as máquinas para a contemporaneidade. Com essa necessidade, surgiu a calorimetria; esta que estuda 
justamente as trocas de energia entre um complexo, considerando-o internamente e entre as adjacências. 
Quando consideramos essa troca de energia como uma transferência à pressão constate temos o conceito 
central de entalpia. Com este podemos entender processos físico-químicos e reações químicas1, sendo estes 
imprescindíveis para atingir um objetivo laboratorial, e – no princípio do surgimento deste conceito, 
anteriormente apresentado – evolução tecnológica. 
A entalpia (𝐻 ), considerada uma função de estado por depender apenas do volume (𝑉) e da variação 
da energia interna(∆𝐸), a pressão constante(𝑃), pode ser calculada – quando com a auxílio de um 
calorímetro para que as trocas de calor sejam desprezíveis - por:2 
 
𝐻 = ∆𝐸 + 𝑃∆𝑉 
 
Importante ressaltar que não a troca de calor entre o meio externo e o sistema, mas há troca de calor 
entre o sistema e o calorímetro. Dá-se então, a necessidade de saber a capacidade calorífica (𝐶(𝑐𝑎𝑙)) do 
calorímetro utilizado no experimento. Esta informa a capacidade do calorímetro em questão de segurar a 
temperatura do sistema, ou seja, se houver variação de um grau na temperatura do sistema, quanto calor 
do sistema isso absorveria.1 
Considerando um sistema isolado, podemos reduzir está formula á: 𝐻 = ∆𝐸 e chegaremos à 
conclusão de que a somatória das trocas de energia de um sistema é igual a zero, fazendo jus ao princípio 
fundamental da calorimetria. 
Quando transferimos estes conceitos para a experimentação química e suas reações, somos capazes 
de calcular a entalpia de formação (∆𝑓𝐻°) de qualquer composto. Como a entalpia é uma função de estado, 
o valor da sua variação não leva em consideração os processos intermediários que acontecem na formação 
de um produto em detrimento dos reagentes, mas unicamente das quantidades que sofrem a reação.2 
Basicamente, assim, se pudermos imaginar uma sequência infinita de etapas, que somadas resultarão em 
uma reação química esperada então a soma algébrica das entalpias destas também será a variação de 
entalpia da reação química escolhida. 
Este é o enunciado da lei de Hess, referindo-se a reações que são difíceis de fazer ou impossíveis de 
calcular experimentalmente. Com este princípio sabemos que podemos obter indiretamente o valor que 
queremos, manipulando os valores de entalpia que são mais acessíveis de obter, seja pela literatura ou no 
laboratório3. Hess ainda estabeleceu as formas que podemos fazer tal manipulação, levando se em conta 
que os valores de entalpia de formação são a absorção ou liberação de calor envolvido na formação de um 
mol da substância escolhida no seu estado mais estável e nas condições padrões de temperatura e pressão. 
Assim, qualquer coisa que interfira na reação química intermediaria também afeta seu valor final de 
entalpia de formação - se a reação em questão for feita de maneira inversa, seu ∆𝐻 troca de sinal; se os 
coeficientes estequiométricos da reação forem multiplicados/divididos por um valor racional, seu 
∆𝐻 também sofre tal consequência; sempre de forma direta e proporcional. Como procedimento final, 
obteremos a reação global (a reação esperada desde o começo) através da redução dos termos semelhantes 
e soma algébrica dos valores de entalpia de cada reação (após manipulação necessária).3 
Neste estudo, queremos obter o valor da entalpia de formação (∆𝑓𝐻°) do cloreto de amônio 
(𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑠)) a partir dos gases nitrogênio, hidrogênio e cloro conforme reação abaixo: 
 
1
2
𝑁2 (𝑔)  +  2𝐻2(𝑔)  +  
1
2
𝐶𝑙2 (𝑔)  →  𝑁𝐻4𝐶𝑙 (𝑠) 
 
Entretanto, como a transformação de vários gases em um único sólido é um processo difícil de ser 
feito, utilizaremos a Lei de Hess para obter o que desejamos. 
O caminha que vamos seguir neste enxerto inclui seis reações intermediarias diferentes: formação 
de amoníaco, formação de ácido clorídrico, dissolução e ionização do ácido clorídrico em meio aquoso, 
dissolução e ionização do amoníaco em meio aquoso, reação de neutralização do hidróxido de amônia com 
ácido clorídrico para formar cloreto de amônio e dissolução e dissociação do cloreto de amônio em água 
destilada. Sendo que as quatro primeiras foram obtidos da literatura e as duas últimas calculadas no 
laboratório. 
 
2 – Objetivo 
Entender como os diferentes componentes de um sistema influenciam no consumo de energia deste, e como 
está influência na reação química em si. 
Além disso, aplicar os conceitos da lei de Hess para determinar a entalpia de formação do cloreto de amônio 
sólido. 
 
3 – Procedimento experimental 
 
Materiais utilizados: 
- Calorímetro construído a partir de uma garrafa térmica 
- Termômetro 
- Aquecedor elétrico 
- Proveta de 100 mL 
- Béquer 
- Cloreto de amônio (NH4Cl) sólido 
- Solução de 𝑁𝐻4𝑂𝐻 1,5954 mol/L 
- Solução de HCl 1,5565 mol/L 
 
 Para a primeira parte do experimento, inicialmente foi usada uma proveta para adição de 100 mL de 
água ao calorímetro. Após 1 minuto, sua temperatura foi anotada. Então, foram adicionados 400 mL de água 
ao béquer, e a água foi aquecida com uso do aquecedor elétrico. Após chegar a 60 °C, 100 mL dessa água 
foram adicionados à proveta, logo depois foram descartados e adicionou-se novamente 100 mL de água 
aquecida, e a temperatura foi medida e anotada. A água da proveta foi então adicionada ao calorímetro, 
que foi tampado e levemente agitado, e a temperatura final do sistema foi medida e anotada. 
Para a segunda parte do experimento, foram pesados 5,005 g de  𝑁𝐻4𝐶𝑙 (s) e o valor foi anotado. A 
temperatura da água já presente no calorímetro também foi anotada. Então, o  𝑁𝐻4𝐶𝑙 foi adicionado ao 
calorímetro, que foi tampado e levemente agitado, até o cloreto de amônio se dissolver completamente. A 
temperatura do sistema foi então medida e anotada. O calorímetro teve seu conteúdo descartado e foi 
lavado. 
 Na terceira parte do experimento, foram utilizadas soluções de  𝑁𝐻4𝑂𝐻 a 1,5954 mol/L e HCl 1,5565 
mol/L. Primeiro, usou-se a proveta para medir 100,0 mL de ácido clorídrico, que foi adicionado ao 
calorímetro e sua temperatura foi medida. Depois, a proveta foi ambientada com hidróxido de amônio, e 
foram adicionados 98 mL do mesmo. O 𝑁𝐻4𝑂𝐻 foi então adicionado ao calorímetro, que foi rapidamente 
tampado. Após a reação de neutralização ocorrer, a temperatura do sistema foi medida e depois foi anotada. 
 
 
 
4 – Resultados e discussão 
 
Tabela I - Dados referentes à calibração do calorímetro 
mágua fria T1 mágua quente T2 T3 C / J.K-1 
 100g 25,5°C 100g 62,1°C 41,5°C 120,29 
 
Cálculos para determinar a constante calorimétrica (Ccal) do calorímetro: 
𝑄𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑖𝑑𝑜(á𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟𝑖𝑎) + 𝑄𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑖𝑑𝑜(𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜) + 𝑄𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜(á𝑔𝑢𝑎 𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒) = 0 
[100𝑔 × 4,184𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1(41,5°𝐶 − 25,5°𝐶)] + [𝐶𝑐𝑎𝑙 × (41,5°𝐶 − 25,5°𝐶)] + 
[100𝑔 × 4,184𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1(41,5°𝐶 − 62,1°𝐶)] = 0 
 
6694,4𝐽 + 𝐶𝑐𝑎𝑙 × 16°𝐶 + (−8619,04𝐽) = 0 
 
𝐶𝑐𝑎𝑙 =
1924,64𝐽
16°𝐶
= 120,29 𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1 
 
Tabela II - Dados referentes ao calor de dissolução do NH4Cl 
m (NH4Cl) T4 T5 Qdiss DdissH 
 5,005 g 41,3°C 39,7°C 1531,344 J 16,37 KJ/mol 
 
Cálculos para determinar a entalpia de dissolução (por mol) do NH4Cl(s): 
[𝑚á𝑔𝑢𝑎 × 𝑐á𝑔𝑢𝑎 × (𝑇5 − 𝑇4)] + [𝐶𝑐𝑎𝑙 × (𝑇5 − 𝑇4)] + 𝑄𝑟 = 0 onde Qr = calor da reação 
∆𝐻 =
𝑄𝑟
𝑛
 Dado M(NH4Cl): 53,49 g/mol. 
 
[200𝑔 × 4,184 𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1 × (39,7°𝐶 − 41,3°𝐶)] + [120,29 𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1 × (39,7°𝐶 − 41,3°𝐶)] + 𝑄𝑟 =0 
(−1338,88𝐽) + (−192,464𝐽) + 𝑄𝑟 = 0 
 𝑄𝑟 = 1531,344 𝐽 
 
𝑛 =
5,005𝑔
53,49𝑔.𝑚𝑜𝑙−1
= 0,093569 
 
 →        ∆𝐻 =
1531,344𝐽
0,093569𝑚𝑜𝑙𝑠
= 16365,933 𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 = 16,37 𝐾𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 
 
Tabela III – Dados referentes ao calor da reação entre NH4OH e HCl 
Conc (NH4OH) / 
mol L-1 
Conc (HCl) / 
mol L-1 
T6 V total T7 Qr DrH 
 1,5954 1,5565 26,7°C 98mL 35,5°C -8348,75 J -53,64 
KJ/mol 
 
Cálculos para determinar a entalpia da reação (por mol) entre NH4OH e HCl: 
[𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 × 𝑐á𝑔𝑢𝑎 × (𝑇7 − 𝑇6)] + [𝐶𝑐𝑎𝑙 × (𝑇7 − 𝑇6)] + 𝑄𝑟 = 0 onde Qr = calor da reação 
∆𝐻 =
𝑄𝑟
𝑛
 
 
[198𝑔 × 4,184 𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1 × (35,5°𝐶 − 26,7°𝐶)] + [120,29 𝐽. 𝐾−1. 𝑔−1 × (35,5°𝐶 − 26,7°𝐶)] + 𝑄𝑟 = 0 
 7290,2016 + 1058,552 + 𝑄𝑟 = 0 
 𝑄𝑟 = −8348,75 𝐽 
 
𝑟𝑒𝑔𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑡𝑟ê𝑠 : 
1,5565×0,1
1
   →   𝑛 = 0,15565 
 
 →     ∆𝐻 =
−8348,75 𝐽
0,15565 𝑚𝑜𝑙𝑠
= −53637,9698 𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1  ≅   − 53,64 𝐾𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 
 
 
A partir dos dados fornecidos na apostila e dos valores calculados no experimento, use a Lei de Hess e calcule 
o (∆𝑓𝐻°) do NH4Cl(s). Compare o valor obtido com valores da literatura e calcule o erro relativo. 
 
 ∆𝑓𝐻°(𝑁𝐻4𝐶𝑙) = ∑ ∆𝐻𝑟𝑒𝑎çõ𝑒𝑠
 
  
 
∆𝑓𝐻°(𝑁𝐻4𝐶𝑙) =  (−46,11) + (−92,31) + (−74,84) + (−30,50) + 16,37 + (−53,64) = −201,03 𝐾𝐽. 𝑚𝑜𝑙
−1 
 
O valor da entalpia de formação do NH4Cl na literatura é de –314,55 kJ/mol. 
 
𝐸𝑅% =
((−201,03) − (−314,55))
(−314,55)
× 100% = −36,09% 
 
O erro relativo é de –36,09% com relação ao valor relatado na literatura. 
 
 
5 – Conclusão 
 
Com a primeira parte do experimento, os valores medidos de temperatura foram de 25,5 °C, para a 
temperatura inicial, 62,1 °C, para a água aquecida pelo aquecedor elétrico e 42,5 °C para a temperatura final 
do sistema. Considerando que 100,0 mL de água seja igual a 100,0 g de água, por meio da expressão de soma 
de calor recebido pela água fria e pelo calorímetro e calor cedido pela água quente, concluiu-se que a 
constante calorimétrica do calorímetro é de 120,29 J.K-1.g-1. Ou seja, é necessário fornecer 120,29 J ao 
calorímetro para que ele aumente sua temperatura em 1 °C. 
 
Com a segunda parte do experimento, as temperaturas anotadas foram de 41,3 °C para a água já 
presente no calorímetro, e 39,7 °C, após a dissolução do NH4Cl. Concluiu-se então que o calor da dissolução 
do NH4Cl é de 1531,344 J, e a entalpia de dissolução por mol do NH4Cl (s) é de 16,37 KJ.mol-1, ou seja, a 
energia absorvida pela solução é de 16,37 KJ para cada mol de NH4Cl (s). 
 
Já na terceira parte do experimento, os valores obtidos de temperatura foram de 26,7 °C, para a 
solução de HCl 1,5565 mol/L e 39,7 °C depois de ocorrida a reação de neutralização com o NH4OH 1,5954 
mol/L. O calor da reação calculado foi de -8348,75 J, e a entalpia por mol da reação entre o NH4OH e o HCl 
foi de -53,64 KJ/mol. 
 
Finalmente, por meio da lei de Hess foi calculada a entalpia total da reação, que é de -201,03 KJ/mol, 
ou seja, há liberação de calor no processo. Comparando com o valor na literatura, obteve-se que o erro 
relativo do experimento foi de -36,09%. 
 
6 – Referências bibliográficas 
1 - ATKINS, Peter; PAULA, Julio D. Físico-Química - Vol. 1, 10ª edição. Grupo GEN, 2017. 9788521634737. 
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521634737/. Acesso em: 03 abr. 
2022. 
2 - VERIFICAÇÃO da Lei de Hess. Aula 10 - Laboratório de Química – QUI126, [s. l.], 2018. Disponível em: 
https://www.ufjf.br/quimica/files/2015/06/AULA-10.pdf. Acesso em: 3 abr. 2022. 
3 - LIMA, L.S., (2015) Lei de Hess, Rev. Ciência Elem., V3(1):094