PROPRIEDADES TERMODINAMICAS DA IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO

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Pós-laboratório 7 – PROPRIEDADES TERMODINAMICAS DA IONIZAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO 
CQ033 - Físico-química 
05/04/2022 - Bancada número 04 
Nomes: Ana Carolina, Bianca Cavalcanti e Isabella Oberst 
 
Experimento 7 
1 - Introdução 
A termodinâmica está a nossa volta a todo momento. As mudanças climáticas e 
diferenças de temperatura são causadas por troca de energia e calor, os quais são regidos 
pelas leis da termodinâmica. Além do obvio – energia e calor – estes também subjugam tudo 
relacionado aos comportamentos térmicos dos corpos (todos influenciados pela variação da 
temperatura).1 
Assim, a quantidade de calor que um corpo recebe ou doa é o princípio termodinâmico 
fundamental. Importante ressaltar que todos esses processos estão acontecendo no 
equilíbrio, ou seja, o processo intermediário até a obtenção do mesmo não faz diferença 
neste objeto de estudo. 1 Sendo então, imprescindível entender a definição de calor: calor é 
energia em movimento que depende da massa de um corpo, sua capacidade calorifica e 
diferença de temperatura: 
 (𝑄 = 𝑚 ⋅ 𝑐 ⋅ ∆𝑇). 
Quando estudamos termodinâmica, entendemos que conceitos como quantidade de 
energia, entalpia, entropia de energia de Gibbs deixam os processos químicos unificados e 
didaticamente mais fáceis.2 
A entalpia (∆𝐻) é definida pela quantidade de calor necessária para realizar uma 
determinada reação química, seja o consumo ou a liberação deste.2 Podemos determina-la 
matematicamente como: 
∆𝐻  =  ∆𝑈  +  𝑝 ⋅ 𝑉 
Onde ∆𝑈 é a variação de energia interna, 𝑝 é a pressão do sistema e V é o volume, ou 
está também pode ser calculada quando entendemos que é dependente da quantidade de 
matéria (∆𝐻 = 𝑛 ⋅ 𝐶𝑃 ⋅ ∆𝑇). 
Já a entropia (∆𝑆), é a quantidade de energia que está disponível dentro de um sistema 
para ser usada em uma reação, e pode depender da quantidade de matéria, descrevendo-a 
matematicamente como: 
(∆𝑆 = 𝑛 ⋅ 𝐶𝑃 ⋅ ln (
𝑇𝐹
𝑇𝐼
)) 
Ou da variação de entalpia e energia de Gibbs: 
 (∆𝐺 = ∆𝐻  −  𝑇∆𝑆) 
Assim, percebemos que a energia livre de Gibbs (∆𝐺) é a diferença entre a energia 
realmente utilizada e a energia disponível em um sistema, pela definição a energia que 
sobrou/não foi utilizada.2 Uma definição mais independente de outras formas de energia, 
pode descreve-la como: 
 ∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺° + 𝑅𝑇 ln𝑄. 
Como visto anteriormente, o momento levado em conta em uma reação é o equilíbrio, 
sendo que, por definição2, o ∆𝑟𝐺°(energia livre de Gibbs padrão) é zero, o valor da energia 
(𝑄 ) é igual a constante de equilíbrio (𝐾), quando aplicamos a formula o ln 𝑄 fica 
matematicamente ln 𝐾, e, se as concentrações forem iguais em uma reação envolvendo 
ácidos - como é o caso deste trabalho – do ionizado e do não ionizado teremos que ln 𝐾 =
𝑝𝐾𝑎 = 𝑝𝐻 podemos calcular a energia livre de Gibbs como: 
 ∆𝐺 = 2,303 𝑅𝑇 𝑝𝐻 
No presente estudo, descobriremos essas três formas de energia (entalpia, entropia e 
energia livre de Gibbs) presente na ionização do ácido acético (reação a baixo), através da 
calorimetria e dos conceitos apresentados. 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻  →  𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
 − + 𝐻 + 
 
2 – Objetivo 
Determinar a entalpia da reação através da lei de Hess, a energia livre de Gibbs com o 
auxílio do 𝑝𝐾𝑎 e a entropia pela relação entre ∆𝐻 e ∆𝐺 . Além disso, discutir os valores 
encontrados e como esses se relacionam em uma reação espontânea. 
3 – Procedimento experimental 
Materiais utilizados: 
- Calorímetro construído a partir de uma garrafa térmica 
- Solução de CH3COOH 1,0478 mol/L 
- Solução de NaOH 1,1907 
- 1 bureta de 50 mL 
- 1 pipeta graduada de 10 mL 
- 1 béquer de 50 mL 
- 1 proveta de 100 mL 
- 1 erlenmeyer 
- 1 pHmetro 
- Fenolftaleína 
 
Para esse experimento utilizou-se a capacidade calorífica do calorímetro medida 
anteriormente, que é de 120,29 J.K-1.g-1. 
Inicialmente, foram verificadas as concentrações das soluções, sendo de 1,0478 mol/L 
para o CH3COOH, e de 1,1907 mol/L para o NaOH. Foram então adicionados 100,0 mL da 
solução de ácido acético ao calorímetro, com o auxílio da proveta, e a temperatura foi medida 
e anotada. Foram então medidos 88,0 mL da solução de hidróxido de sódio, usando-se a 
bureta e a proveta, e o conteúdo foi adicionado ao calorímetro, que foi rapidamente 
tampado. Após a ocorrência da reação de neutralização, a temperatura do sistema foi medida 
e anotada. 
Depois, com o auxílio de uma pipeta graduada, adicionou-se 25,0 mL de CH3COOH a 
um erlenmeyer. A fenolftaleína foi então adicionada, e com o auxílio da bureta, foi feita a 
titulação do ácido, adicionando-se lentamente a base e agitando constantemente, até o 
ponto de viragem. Após isso, foram adicionados mais 25,0 mL do ácido, e a solução foi agitada. 
Ela foi então levada para o pHmetro, o eletrodo foi lavado com água destilada e inserido no 
erlenmeyer. O valor do pH da solução foi visto e anotado. 
 
4 – Resultado e discussão 
4.1 - Apresente as tabelas preenchidas e o detalhamento dos cálculos 
Tabela I - Dados referentes à reação entre HAc e NaOH 
Ccal [HAc] [NaOH] Volume da 
solução mais 
concentrada 
T1 T2 Qr n ΔH 
120,29 
J/K 
1,0478 
mol/L 
1,1907 
mol/L 
88 mL 23,6°C 30°C - 58,04 kJ 0,10478 
mols 
- 55,39 
kJ/mol 
 
Considerando que a composto mais diluído é o ácido e, portanto, a quantidade que reagiu, 
pois, a reação é de 1:1 segundo a estequiometria, então: 
𝑛  =  
[𝐻𝐴𝑐]
𝑉𝐴𝑐
→  𝑛  =  0,10478 𝑚𝑜𝑙𝑠 
Calculando q energia da reação (𝑄𝑟): 
[𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 ⋅ 𝑐á𝑔𝑢𝑎(𝑇2 − 𝑇1)] + [𝐶𝑐𝑎𝑙(𝑇2 − 𝑇1)] + 𝑄𝑟 = 0 
188   ⋅ 4,184 ⋅ (6,4) + 120,29 ⋅ (6,4) + 𝑄𝑟 = 0 
𝑄𝑟 = − 58,04 𝑘𝐽 
∆𝐻  =  
𝑄𝑟
𝑛
 
∆𝐻  =  
−58,04
0,10478
 
∆𝐻  =   −  55,39 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
4.2 – Calcular ΔrH°, ΔrG° e ΔrS° para a ionização do ácido acético. Considere temperatura 
igual a 25,00°C. 
1) Calculo com a entalpia encontrada experimentalmente (ΔH): 
Cálculos para determinar o ∆𝑟𝐻° da ionização do Ácido Acético, usando Lei de Hess: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻  +  𝑂𝐻 
−  → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 
−  +  𝐻2𝑂        ∆𝐻  =   − 55,39 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
𝐻2𝑂    →  𝐻
 +  +  𝑂𝐻 −                                   ∆𝐻  =   + 57,74 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
_______________________________________________________________𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻  →
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
 −  +  𝐻 +                  ∆𝐻  =   + 2,35 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Cálculos para determinar o ∆𝑟𝐺° da ionização do Ácido Acético: 
∆𝐺  =  2,303 ⋅ 𝑅 ⋅ 𝑇 ⋅ 𝑝𝐻 
Sendo que o pH medido em laboratório é de 4,80 
 ∆𝐺 = 2,303 ⋅ 8,314 ⋅ 298 ⋅ 4,8 
 ∆𝐺 = +27,39 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Cálculos para determinar o ∆𝑟𝑆° da ionização do Ácido Acético: 
∆𝑆  =  
∆𝐺 − ∆𝐻
− 𝑇
 
 ∆𝑆  =
27,39 𝑘  −  2,35 𝑘
− 298
 
 ∆𝑆  = − 84,02 
𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
2) Calculo com a entalpia padrão encontrada na literatura (∆𝑟𝐻° = − 55,84 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)3 
*Usando as fórmulas já apresentadas e considerando que o pH = pKa do ácido e este é 4,75 
segundo a literatura 4, temos que: 
∆𝑟𝐻°  =   + 1,9 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 ∆𝑟𝐺°  =   + 27,10 
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 ∆𝑟𝑆°  =   −  84,56 
𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
 
4.3 – Discutir sobre a espontaneidade da reação de ionização do ácido acético e calcular o 
erro relativo das grandezas determinadas nessa prática. 
Em 1883, o físico Josiah Willard Gibbs determinou a grandeza da Energia Livre de Gibbs 
(∆G). Tal grandeza tem como propósito prever a espontaneidade de uma reação química, 
onde parte da energia liberada (em temperatura e pressão constantes) é usada para 
reorganizar o sistema e é dependente da temperatura e do nível de desorganização dos 
átomos, a Entropia (∆S). A fórmula matemática resultante deste processo é: ∆𝐺  =  ∆𝐻  −
 𝑇∆𝑆 5 
Uma reação é considerada espontânea quando uma fração da sua energia global é 
utilizada para realizar trabalho, diminuindo o ΔG (ΔG < 0)5. Neste experimento o ∆G da 
ionização do Ácido Acético foi de + 27,39 kJ/mol, ou seja, a reação não é espontânea, levando 
em consideração que forma mais estáveldesse composto na natureza não é ionizado e que 
dentro do laboratório forçamos a ionização do ácido acético com o auxílio de uma base forte, 
o hidróxido de sódio, o que comprova mais uma vez que o processo é forçado e, portanto, 
não espontâneo. 
• Calculando o erro relativo: 
% ER = (
𝑋exp  − 𝑋𝑝𝑎𝑑𝑟ã𝑜
𝑋𝑝𝑎𝑑𝑟ã𝑜
) ⋅ 100% 
Onde X representa qualquer grandeza que desejemos calcular, temos que: 
% 𝐸𝑅 ∆𝐻   =  0,88% 
% 𝐸𝑅 ∆𝐻𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎çã𝑜  =  23,68% 
% 𝐸𝑅 ∆𝐺   =  1,07% 
% 𝐸𝑅 ∆𝑆   =  0,64% 
5 – Conclusão 
Com o experimento anterior, a capacidade calorífica do calorímetro foi calculada 
como sendo 120,29 J.K-1.g-1. Os valores para temperatura inicial (T1) e final (T2) obtidos 
experimentalmente foram de respectivamente 23,6 °C e e 30,0 °C. Após os cálculos de 
entalpia da reação, o calor da reação foi descoberto como sendo de -58,04 kJ, e a entalpia da 
reação por mol é de -55,39 kJ/mol. Por meio da lei de Hess, ao somar os valores de calor das 
reações de ionização e neutralização, o valor obtido de ∆H para a ionização do ácido acético 
foi de +2,35 kJ/mol. 
O valor do pH do ácido acético medido experimentalmente foi de 4,8. Esse valor foi 
utilizado na fórmula ∆G = 2,303RTpH, que levou a ∆G = +27,39 kJ/mol. 
Finalmente, para o cálculo do ∆S utilizou-se os valores obtidos anteriormente, que 
levaram ao resultado ∆S = 84,02 J/mol. 
Os erros relativos desse experimento foram de 0,88% para o ∆H, 23,68% para o ∆H da 
reação de ionização, 1,07% para o ∆G e 0,64% para o ∆S. 
 
6 – Referencia bibliográfica 
1 - DE OLIVEIRA, Mário José. Termodinâmica. Editora Livraria da Física, 2005. 
2 - 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: 05 
abr. 2022. 
3 - ASSUMPÇÃO, M. H. M. T; WOLF, L. D.; BONIFÁCIO, V. G.; FATIBELLO-FILHO, 
O. Construção de um Calorímetro de Baixo Custo para a Determinação de Entalpia 
de Neutralização. Eclética química, [s. l.], v. 35, ed. 2, 2010. 
4 - REBONATTO, B.; RUSCHEL, J.; PRADO, N. V.; HIROOKA, E. Y.; MACHADO-LUNKES, 
A.; HASHIMOTO, E. H. Sinergismo entre ácidos orgânicos e sorbato de potássio no controle 
de Aspergillus flavus. Segurança Alimentar e Nutricional, Campinas, SP, v. 25, n. 3, p. 114–
125, 2018. DOI: 10.20396/san.v25i3.8652765. Disponível em: 
https://periodicos.sbu.unicamp.br/ojs/index.php/san/article/view/8652765. Acesso em: 12 abr. 
2022. 
5 - ENERGIA livre de Gibbs. In: DIAS, Me. Diogo Lopes. Energia livre de Gibbs: 
Expressão para determinar se uma reação é ou não espontânea. [S. l.],. Disponível 
em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/energia-livre-gibbs.htm. 
Acesso em: 12 abr. 2022.