PRÁTICA III

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO NORTE DO TOCANTINS 
CAMPUS UNIVERSITÁRIO CIMBA 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
FISICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL IV 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 3: CALORIMETRIA: DETERMINAR ENTALPIA DE 
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO ∆Hr. 
 
 
 
 
 
 
 
WÁDILA MICHELE GOMES DOS SANTOS. 
 
 
 
 
 
 
 
ARAGUAÍNA - TO 
2022 
INTRODUÇÃO 
 Na termodinâmica é comum se deparar com a palavra “calor” que possui vários 
significados específicos, por exemplo, termodinamicamente falando, calor busca estudar 
as trocas de energias na forma entre dois ou mais corpos, A energia na forma de calor flui 
de uma região de temperatura alta para uma região de temperatura baixa. Portanto, se um 
sistema (cujas paredes não são isolantes térmicos) está mais frio do que a vizinhança, a 
energia flui da vizinhança para o sistema (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2008). 
Brown (2005), deduz que a fórmula para o cálculo do calor para substância é: 
𝑞 = 𝑚 (𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢ç𝑎õ). 𝑐. ∆𝑇 eq. 1 
No qual, (m) corresponde a massa, (c ) a capacidade calorifica, e (∆𝑇) a variação de 
temperatura. A partir do calor especifico, se determina através de proporções a entalpia 
das reações (∆𝐻). Uma outra maneira para se determinar entalpia é a subtração entre 
produtos e regentes de forma entalpica. 
 ∆𝐻 = 𝑞 eq. 2 
Assim, o objetivo desta prática experimental a seguir é mostrar como é possível 
se chegar experimentalmente ao calor liberado na reação da neutralização de um ácido 
forte com uma base forte. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
Materiais e reagentes; 
• 50 mL de HCL 1 mol/L; 
• 50 mL de NaOH 1 mol/L; 
• Calorímetro caseiro; 
• Balança analítica; 
• Termômetro; 
• Béquer Bastão de Vidro. 
 
Inicialmente, foi aferiu-se o peso do calorímetro caseiro, com o auxílio de uma 
balança analítica. Em seguida foram adicionados 50 mL de HCl dentro do calorímetro e 
anotado a temperatura, para após, serem também adicionados mais 50 mL de NaOH, 
aferindo agora, a temperatura das soluções já misturas no calorímetro. 
De forma experimental, foi pedido que se calculasse a entalpia de neutralização 
de ácido forte e base forte, no preparo da solução de 1 mol/L. 
Logo: 
1 L ----- 40 g de NaOH 
0,1 L ---- x 
x = 4g de NaOH. 
Assim como feito para a solução de NaOH, também será preparado para a solução de HCl 
a 1mol/L para 100mL de solução: 
Logo: 
1L ------ 36,5g de HCl 
0,1L ---- x 
X = 3,65 g/ L de HCl 
Fez-se necessário ainda, calcular-se a densidade do HCl que possui concentração 
a 36% = 1,179 g/L. 
Logo: 
D = m/v ou V = dm 
V = 1,179 g/L x 3,65 g 
V = 4,30 mL de HCl 
Após feitos os cálculos, pesado o calorímetro vazio em uma balança digital para 
verificar o seu peso e depois fazer os cálculos corretamente. Seu peso deu 85,5476g. Na 
Figura 1, apresenta um calorímetro adaptado para o experimento. 
Figura 1: Calorímetro sobre uma balança analítica. 
 
Fonte: Autora. 
Diante das soluções já misturadas, novamente se aferiu a temperatura, além de 
novamente pesar o calorímetro, agora com as duas soluções contidas. Mediu-se assim o 
calorímetro com as soluções, que após toda a subtração restou-se 100,8 g de massa no 
calorímetro. A partir das diferenças de temperatura determinou-se o calor de reação e 
entalpia de reação. 
 
RESULTADO E DISCUSSÃO 
O calor de uma reação de neutralização ∆𝑟𝐻𝜃 é calculado a partir da diferença 
entre entalpias de formação dos produtos e reagentes. Logo, o calor produzido na reação 
é igual ao calor necessário para aumentar a temperatura da solução e do calorímetro, ou 
seja: 
- q reação = q solução + q calorímetro (exotérmico) 
Assim: 
 
∆𝑟𝐻𝜃 = ∑ 𝑣∆𝑓 𝐻𝜃 − ∑ 𝑣∆𝑓 𝐻𝜃 eq 3. 
 Pro 𝑅𝑒𝑎𝑔 
Na prática experimental, a reação química que ocorreu entre ácido clorídrico e 
o hidróxido de sódio pode ser expressa pela seguinte equação molecular. 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇆ 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) eq. 4 
De modo geral, a reação entre ácido clorídrico e hidróxido de potássio completa foi de: 
H+(aq) + Cl
−
(aq) + Na
+
(aq) + OH
−
(aq) ⇆ Na
+
(aq) + Cl
−
(aq) + H2O(l) eq. 5 
A equação iônica simplificada, que também é a equação para a formação da 
molécula de água, foi escrita como: 
 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻
−
(𝑎𝑞) ⇆ 𝐻2𝑂(𝑙) eq. 6 
A partir de da subtração entre a o calorímetro vazio e cheio, vistos inicialmente 
de forma experimental, a massa total da solução entre HCl e NaOH, foi de 100,8 g. 
Havendo na mesma solução contendo ácido clorídrico e hidróxido de sódio, a variação 
da temperatura de 8,5 °C, já que inicialmente a temperatura apenas de HCl era de 23 °C 
e posteriormente, após a mistura das soluções (HCl + NaOH) subiu para 31,5 °C. 
A prática experimental buscou-se calcular o calor produzido na reação, que por 
proporções, deve-se ser igual ao calor necessário para aumentar a temperatura da solução 
e do calorímetro, ou seja: 
- q reação = q solução + q calorímetro (exotérmico) eq. 7 
Assim, para se calcular o calor especifico da reação de forma entalpica, (ANEXO 
1) utilizou-se a equação química: 
𝑞 = 𝑚 𝑥 𝑐 𝑥 ∆𝑇 eq. 8 
Onde: 
q = q solução = m x c x ∆𝑇 
m = massa da solução é dada por msol= ρsol x Vsol (como a solução é diluída podemos 
fazer a aproximação ρsol ρH2O. O mesmo serve para a aproximação entre csol e cH2O. 
c = calor específico desta solução; 
∆𝑇 = variação de temperatura; 
Como na prática experimental buscou-se descobrir a relação entre entalpia e calor, 
no qual quando se aumenta a temperatura, automaticamente também aumenta a solução, 
essa reação libera calor, se libera calor, é uma reação exotérmica. Ou seja, o valor padrão 
da entalpia é inversamente proporcional ao valor obtido para o calor, dessa forma, o valor 
que descobriu no cálculo do ANEXO 1, que foi de 3.581,424 J, será de - 3.581,424 J, 
passando a ser um valor extremamente negativo. 
Após a descoberta do calor da reação, foi-se calculado a variação de entalpia molar 
da solução, razão entre o calor obtido e o número de mols da solução. (ANEXO 1). 
O cálculo da variação de entalpia, resultante da razão entre o calor e o número de 
mols, obteve valor de (-71,62 kj/mol) ou ainda (-17,11 kcal/mol), sendo possível a partir 
de então calcular-se o erro percentual entre o valor experimental e o valor teórico, que de 
forma tabelada pela literatura, possui valor de (-55,9 kj/mol) ou ainda (-13,6 kcal/mol). 
Logo, em (ANEXO 1), segue o calculo do erro percentual. 
Dessa forma, com o erro percentual calculado, obteve-se uma expressiva margem 
de erro, cerca de 21,94%, mostrando que ao se trabalhar com experimentações de modo 
geral, cada detalhe conta, seja na averiguação dos materiais, ou até mesmo seguindo a 
risca o roteiro da experimentação, a precisão será sempre o melhor calibre para quem 
realiza experimentações. 
 
CONCLUSÃO 
Diante da realização da prática denominada calorimetria: determinar entalpia de 
reação de neutralização ∆Hr, foi possível identificar conceitos químicos, através da 
experimentação, que normalmente só se perceberia de forma teórica como calor, entalpia, 
reação de neutralização, entre outros. Embora os resultados encontrados 
experimentalmente obtiveram um alto percentual de erro dos resultados teóricos, a 
experimentação foi realizada com extrema dedicação e tentativa de precisão. O resultado 
determinado experimentalmente para ∆rH, foi igual a – 71,62 kj/mol, ficando distante 
do valor teórico, que previa para o valor de ∆rH – 55,9 kJ/mol, para uma ácido forte e 
uma base fraca. O que acarretou em um erro obtido experimentalmente que 
correspondeua 21,94%. 
 
REFERENCIAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2008. 
BROWN, LEMAY & BURSTEN, QUÍMICA A CIENCIA CENTRAL – 9. ed. Pearson 
Prentice hall ed. 2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXO 1