Prática IV okay

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO NORTE DO TOCANTINS 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
FISICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL IV 
RENATA FERREIRA LINS 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA, CONSTANTE DE EQULIBRIO, ENTROPIA E 
ENERGIA DE GIBBS PARA A DISSOLUÇÃO DA UREIA. 
 
 
 
 
 
 
WÁDILA MICHELE GOMES DOS SANTOS - 2018112754 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAGUAÍNA - TO 
2022 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ………………………………………………………………….......3 
2. OBJETIVO ………………………………………………………………….…….....4 
3. PARTE EXPERIMENTAL ………………………………………………….….......4 
3.1. Materiais e reagentes .................................................................................4 
3.2. Procedimentos ............................................................................................4 
4. RESULTADO E DISCUSSÃO …………………………………………….............5 
5. CONCLUSÃO ....……………………………………………………………….........8 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ..…………………………………….…….....8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
Função termodinâmica criada para auxiliar no estudo de sistemas submetidos 
a condições de temperatura e pressão constantes, a energia livre de Gibbs pode ser 
definida como uma grandeza com o intuito de prever a espontaneidade de uma reação 
química, no qual a energia livre de Gibbs (∆G) é a energia de um sistema, resultante 
da diferença entre a entalpia (∆H) e a entropia (∆S), esta última, multiplicada pela 
temperatura (T), como mostrada na equação 1. (PÁDUA, 2008). 
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 (Eq. 1) 
O sinal de ∆G fornece informações extremamente importantes sobre a 
espontaneidade de processos que ocorrem à temperatura e pressão constantes. 
Logo, a relação entre ∆G e a espontaneidade de uma reação é como segue: Se ∆G < 
0 a reação é direta e espontânea. Se ∆G = 0, então a reação está em equilíbrio e não 
ocorrerá nenhuma reação líquida. Se ∆G > 0, a reação é direta e não é espontânea, 
o trabalho então deve ser fornecido dos arredores para guiar a reação. (RUSSEL, 
1994). 
Quando ∆H é negativo a sua reação é exotérmica e o ∆S é positivo, (o sistema 
se torna mais desordenado), ∆G deve ser negativo (o processo é espontâneo). 
(Lembrando que T é sempre positivo.) Já quando ∆H for positivo e ∆S é negativo, ∆G 
deverá ser positivo, assim, (o processo é não-espontâneo). E quando ∆H e ∆S têm o 
mesmo sinal algébrico, os valores relativos de ∆H e T∆S determinam o sinal de ∆G. 
(RUSSEL, 1994). 
A energia de Gibbs de uma reação não é medida diretamente, isso significa 
dizer que a variação da energia livre de uma reação (ΔG) é proporcional a lnK, ΔG = -RT lnK, 
sua determinação realiza de maneira indireta, medindo primeiro a constante de 
equilíbrio, Keq do processo, o que pode ser explicado a partir da equação 2, onde ∆G 
é a variação da energia livre, - R é a constante dos gases, avaliada em 8, 314 JK-1 
mol-1 e T é a temperatura, atribuída em Kelvin. (BROWN, 1995). 
∆𝐺 = −𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝐾𝑒𝑞 (Eq. 2) 
A dissolução de uma substância sempre é acompanhada por uma variação 
energética, com diminuição da energia livre ∆G, mas a quantificação dessa dissolução 
 
 
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só é possível caso se analise termodinamicamente, as contribuições entálpicas e 
entrópicas. (ATKINS, 2008). Assim sendo, esta prática experimental, realizou 
processo de dissolução da ureia em água, para logo em seguida se demostrar a 
constante de equilibrio da mesma também em água. Mostradas na equação 3 e 4. 
 
Ureia (s) + H2O (aq) ⟺ Ureia (aq) (Eq. 3) 
K = [ureia] (Eq. 4) 
2. OBJETIVO 
Determinar a entalpia, H e a constante de equilíbrio Keq para a dissolução da 
ureia em água. A partir das informações anteriores será possível calcular a energia de 
Gibbs e a entropia (S) deste processo. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Materiais e reagentes 
• Calorímetro; 
• Termômetro; 
• Provetas graduadas de 10 mL; 
• Béqueres de 250 mL; 
• Balança analítica; 
• Ureia; 
• Água. 
3.2 Procedimentos 
Para a realização desta prática experimental, obteve-se dois procedimentos, a 
determinação de ∆H e a determinação do Keq. 
Determinação de ∆H 
Primeiramente, com o auxílio de uma balança analítica, pesou-se o 
calorímetro vazio, onde se obteve o valor de 84,7413 g. Em seguida, dando 
 
 
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continuidade à experimentação, adicionou-se 50 mL de água destilada em um béquer, 
mediu-se sua temperatura inicial (T1) aferida em 25 °C, para após, ser adicionada ao 
calorímetro. No segundo momento, novamente sob auxílio de uma balança analítica, 
pesou-se 3,0020 g de ureia, adicionando-a rapidamente ao calorímetro já contido com 
os 50 mL de água destilada, registrando novamente a sua temperatura (T2), aferida 
em 21 °C. Após a ureia e a água destilada se tornarem uma solução só, ou seja, 
depois dela totalmente dissolvida, anotou-se a temperatura final que foi de 21 °C, 
pesando-se novamente, atribuindo um total de 133,9731 g, no qual, buscou-se 
calcular o calor da dissolução através da equação 5, além de analisar se a mesma 
dissolução foi endotérmica ou exotérmica. 
q = − m c T (Eq. 5) 
Em que (c) corresponde ao o calor específico da água (4,184 Jg -1 K -1), (m) a massa 
da solução, e (T) que se resultou entre a variação das temperaturas T2 – T1. 
 Determinação de Keq 
Para a determinação da constante de equilíbrio da reação, (Keq) foi preparada 
uma solução saturada de ureia. Primeiramente foi pesado 4,0058 g de ureia e 
colocado em uma proveta graduada de 10mL, logo em seguida. Adicionou-se então 
água destilada lentamente e agitou-se bem, com a ajuda de uma espátula, colocando 
lentamente de 2 mL em 2 mL, até que se fosse dissolvida completamente a ureia, o 
que experimentalmente, ocorreu em 8,7 mL, com temperatura final de 23 °C. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Diante da realização dessa prática experimental, coletou-se os dados para 
assim se determinar a entalpia (∆H), a constante de equilíbrio (Keq), entropia (∆S) e 
energia de Gibbs (∆G) para a dissolução da ureia tabelados e mostrados a seguir. 
Tabela 1 – Dados obtidos experimentalmente para ∆H. 
 Determinação da ∆H 
Peso da ureia 3,0020 g 
Peso do calorímetro vazio 84,7313 g 
 
 
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Peso do calorímetro cheio 133, 9731 g 
Temperatura inicial (T1) 25 °C 
Temperatura final (T2) 21 °C 
Fonte: Autora. 
Com os dados da tabela acima, será possível a determinação da variação da 
entalpia, calculando a partir da equação 5, com o calculo colocado no (anexo 1). 
Observou-se que houve uma diminuição considerada na temperatura T1 e T2, 
o que se prova que tal reação absorveu calor, uma reação absorvendo calor, prova 
que ela é de caráter endotérmico, por esse fato a variação de entalpia para esse 
processo, será endotérmica, logo, será positiva, com o valor de q = 823,32 J. (Anexo 
1). 
Após o calculo da variação de entalpia, foi-se possível calcular a variação de 
entalpia molar. Onde se dividiu o calor de dissolução pelo numero de mols da ureia. 
Calculando inicialmente o numero de mols dividindo a massa da ureia adquirida pela 
massa molar da ureia, assim, se obteve a num erro de mols, para posteriormente se 
calcular a variação da entalpia molar, onde adquiriu o valor de ∆Hmolar = 1,6466 x 104 
J/mol. (Anexo 1). 
Tabela 2 – Dados obtidos experimentalmente para Keq. 
 Determinação da Keq 
Peso da ureia 4,0058 g 
Volume da dissolução 8,7 mL 
Temperatura da dissolução 23 °C 
Fonte: Autora. 
Para a determinação da Keq ou constante de equilíbrio, se calculara por meio 
da equação rá obtida por meio da equação 4. Porém, antes desse cálculo, necessita-
se primeiramente do número de mols obtida pela razão entre a massa da ureia e a 
massa molar da mesma. Assim, a partir dos cálculos, obteve-se quea constante de 
equilíbrio equivale a Keq = 7,66 mol/L. (Anexo 1). 
Assim, através da obtenção da constante de equilíbrio, foi possível determinar 
a energia de Gibbs, no entanto, para fins de melhor entendimento, deduziu-se a 
equação detalhadamente. (Anexo 2). 
 
 
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Após a dedução, onde se chegou na equação da variação da energia de Gibbs, 
∆G = RT ln Keq, obteve-se o valor de ∆G = - 4, 998 x 103 J. Com o valor da variação de 
energia de Gibbs negativo, caracteriza que o processo de dissolução da ureia foi um 
processo espontâneo, logo, para que o processo seja espontâneo é preciso que ∆G 
seja menor que zero. (Anexo 2). 
Diante do conhecimento dos valores de ∆H e ∆G, foi-se possível calcular ∆S, 
assim, por meio de cálculos químicos, encontrou-se o valor da entropia, logo ∆S = 72, 
47 J/K.mol. (Anexo 3). 
Tendo sido obtido as grandezas termodinâmicas através dos cálculos químicos, 
afirma-se que a ureia possui molécula polar devido a sua geometria, logo, se dissolve 
muito bem na água, por motivos de que a mesma também possui polaridade, já que 
semelhante dissolve semelhante, ou ainda moléculas polares se dissolvem em outras 
moléculas polares, assim a ureia se dissolveu em água. 
Sua reação de dissolução pode ser vista logo abaixo: 
Ureia (s) + H2O (aq) Ureia (aq). 
Figura 1 - Ureia totalmente dissolvida em água. 
 
Fonte: Autora. 
As forças intermoleculares das ligações de hidrogênio são as forças mais fortes 
que mantém a junção das moléculas da ureia. Essas são forças que costumam ocorrer 
em moléculas polares, mas especificamente em moléculas em que o H está ligado 
diretamente aos átomos mais eletronegativos presentes na tabela periódica, sendo 
eles, flúor, nitrogênio e oxigênio. 
 
 
 
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5. CONCLUSÃO 
Pode-se concluir que a prática experimental foi de suma importância para assim, 
se entender melhor a respeito das reações de dissoluções e os cálculos para a 
variação da energia livre de Gibbs, entalpia, entropia, além da determinação da 
constante de equilíbrio. Na prática experimental a reação foi exotérmica, havendo 
liberação de calor com uma variação de 4°C entre T1 e T2. Na ocasião, a queda de 
temperatura aconteceu devido ao fato de a energia envolvida na etapa exotérmica 
predominar sobre a etapa endotérmica, resultado num processo global de liberação 
de calor, sendo classificado, portanto, como processo exotérmico. A variação de 
entalpia teve-se valor de q = 823,32 J. A variação da entalpia molar ∆Hmolar, obteve-
se o valor de 1,6466 x 104 J/mol, a constante de equilíbrio equivale a Keq = 7,66 mol/L, 
o valor de ∆G = - 4, 998 x 103 J e para a entropia, se obteve valor de ∆S = 72, 47 
J/K.mol. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.; DE PAULA, J. Atkins Físico-Química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
 
BROWN, Lemay e Bursten . Química. A ciência Central. 9ª Edição. 1995. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Energia Livre de Gibbs"; Brasil Escola. Disponível 
em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/energia-livre-gibbs.htm. Acesso em 11 de 
junho de 2022. 
 
PÁDUA, A. B. et al. Termodinâmica clássica ou termodinâmica do equilíbrio: aspectos 
conceituais básicos. Semina: Ciências Exatas e da Terra, Londrina, v. 29, n. 1, p. 57-
84, jan./jun. 2008. 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2 Ed. Makron Books do Brasil, 1994.