Determinação Da Estequiometria De Uma Reação Através De Medidas De Entalpia

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Universidade Federal de São João Del Rei
Curso de Bacharelado e Licenciatura em Química
Experimento 4- Determinação Da Estequiometria De Uma Reação Através De Medidas De
Entalpia
Data: 22/09/2023
Grupo
Alexia Fernanda Félix
Julia Luiza Takenaka
Lorena Resende Rodrigues
Matheus Martins Guedes
Raphael Resende Bretz
1 – Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro
Tabela 1. Medidas de Temperatura das Soluções no Calorímetro.
Solução C (mol/L) V (L) T inicial (°C) T final (°C) ∆T
HCl 1,36 0,04 27 35 8
NaOH 1,43 0,04 27 35 8
Nesta primeira parte do experimento, visou-se a determinação da capacidade
calorífica do calorímetro a partir da mistura de 40 mL de uma solução de HCl 1,36M e 40
mL de uma solução de NaOH 1,43M. De acordo com a equação 1, pode-se observar que
a razão molar da reação é igual a 1, e assim, o ΔH de neutralização da mesma é -55,840
kJ/mol.
NaOH(aq) + HCl(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) (Equação 1)
Para determinar a capacidade calorífica do calorímetro utilizado, usou-se a equação
2.
(Equação 2)∆𝐻
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
+ 𝑄
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
+ 𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 0
Para tal, fez-se necessário o cálculo de alguns dados, como a variação da
temperatura do sistema (equação 3).
(Equação 3)∆𝑇 = 𝑇
𝑓
− 𝑇
𝑖
∆𝑇 = 35 − 27 = 8
Lorena
Retângulo
Para se obter o número de mols na reação, utilizou-se a equação 4.
(Equação 4)𝐶 = 𝑛𝑉
𝑛 = 𝐶 × 𝑉
𝑛 = 1, 43 × 0, 04 = 0, 0572 𝑚𝑜𝑙
Assim, utiliza-se a equação 5 (originada da equação 2), para determinar a
capacidade calorífica do calorímetro.
(𝑛
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
× ∆𝐻
𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜
) + (𝑚
á𝑔𝑢𝑎
× 𝐶
á𝑔𝑢𝑎
× ∆𝑇) + (𝐶
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
× ∆𝑇) = 0
(Equação 5)
[0, 0572 × (− 55840)] + (80 × 4, 18 × 8, 0) + (𝐶
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
× 8, 0) = 0
𝐶
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 64, 86 𝐽/°𝐶
2 – Determinação da Estequiometria de Reação entre NaOH e H2SO4
Foram utilizadas uma solução de H2SO4, com concentração de 1,36 mol/L, e uma de
NaOH de concentração igual a 1,43 mol/L. As respectivas quantidades de cada reagente
adicionadas ao calorímetro estão na tabela 2 abaixo:
Tabela 2. Ordem de adição dos volumes.
A
reação de neutralização desta etapa é descrita pela equação 6 abaixo:
2 NaOH (aq) + H2SO4 (aq) → 2 H2O (l) + NaSO4 (aq) (Equação 6)
E com a mesma pode-se calcular o ∆H teórico utilizando a equação 7 abaixo:
ΔHteórico= nágua x ΔH neutralização (Equação 7)
V(H2O)
(L) V(H2SO4) (L) V(NaOH) (L) T1 T2 H2SO4(mol) NaOH(mol) n(H2SO4)/n(NaOH) ∆T ∆H teórico ∆H experimental
0,035 0,005 0,04 27 29 0,0068 0,0572 0,11888 2 -759,42 -798,52
0,03 0,01 0,04 27 32 0,0136 0,0572 0,23776 5 -1518,85 -1996,30
0,025 0,015 0,04 27 35 0,0204 0,0572 0,35664 8 -2278,27 -3194,08
0,02 0,02 0,04 27 37 0,0272 0,0572 0,47552 10 -3194,05 -3992,60
0,015 0,025 0,04 27 38 0,034 0,0572 0,59440 11 -3194,05 -4391,86
0,01 0,03 0,04 27 38 0,0408 0,0572 0,71328 11 -3194,05 -4391,868
0,005 0,035 0,04 27 38 0,0476 0,0572 0,83217 11 -3194,05 -4391,868
Utilizando então os dados da tabela 2 e a equação 6 e a equação 7 pode-se obter os
seguintes valores:
1. ΔHteórico= (0,0136) mols x (-55840) J/mol = -759,42 J
2. ΔHteórico= (0,0272) mols x (-55840) J/mol = -1518,85 J
3. ΔHteórico= (0,0408) mols x (-55840) J/mol = -2278,27 J
4. ΔHteórico= (0,0572) mols x (-55840) J/mol = -3194,05 J
5. ΔHteórico= (0,0572) mols x (-55840) J/mol = -3194,05 J
6. ΔHteórico= (0,0572) mols x (-55840) J/mol = -3194,05 J
7. ΔHteórico= (0,0572) mols x (-55840) J/mol = -3194,05 J
Utilizando-se novamente da equação 2 abaixo como base para a obtenção da
equação 8, que determina o ΔHexperimental, em cada uma das reações feitas durante o
experimento. Sendo assim, os resultados estão na tabela 2 mostrada anteriormente e os
cálculos a seguir:
(Equação 2)∆𝐻
𝑟𝑒𝑎çã𝑜
+ 𝑄
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
+ 𝑄
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
= 0
(Equação 8)Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
= − [ (𝑚
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 𝑥 𝑐
á𝑔𝑢𝑎
 𝑥 Δ𝑇) + ( 𝐶
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
 𝑥 Δ𝑇)]
1. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 2) + (64, 86 𝑥 2)] =− 798, 52 𝐽 
2. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 5) + (64, 86 𝑥 5)] =− 1996, 30 𝐽 
3. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 8) + (64, 86 𝑥 8)] =− 3194, 08 𝐽 
4. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 10) + (64, 86 𝑥 10)] =− 3992, 60 𝐽 
5. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 11) + (64, 86 𝑥 11)] =− 4391, 86 𝐽 
6. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 11) + (64, 86 𝑥 11)] =− 4391, 86 𝐽 
7. Δ𝐻
𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
=− [ (80 𝑥 4, 18 𝑥 11) + (64, 86 𝑥 11)] =− 4391, 86 𝐽 
Utilizando os valores dos ΔHexperimental obtidos é viável traçar um gráfico em função da
razão molar, mostrado no gráfico 1 abaixo:
Gráfico 1. ΔHexperimental em função da razão molar ácido/base.
Por meio do gráfico 1 acima pode-se determinar que o valor do calor liberado atinge
seu máximo na proporção estequiométrica aplicada, portanto, quando o ΔHexperimental passa
a ser aproximadamente constante, seu valor é de -4391,86 J e sua fração molar
equivalente a esse dado é de 0,6. Com estes dados, é determinado que a relação
estequiométrica é de 1:2 ácido:base.
3– Conclusão
As diferenças entre os valores de ΔHexperimental e ΔHteórico são de que o valor obtido
experimentalmente é consideravelmente maior do que o valor teórico calculado, podem
essa diferença ser explicada pelo fato de que uma parte do calor é perdida para o meio
durante o experimento, sendo assim a entalpia deste sistema é maior inevitavelmente, já
que na situação experimental, tal perfeitas condições de um sistema isolado seria
impossível.
4- Referências Bibliográficas
[1]- ATKINS, P. W.; PAULA, J. Físico-Química, 9ª ed, vol. 1, LTC: Rio de Janeiro, 2012.
[2]- Miranda-Pinto, C. O. B.; Souza, E. Manual de Trabalhos práticos de Físico-Química.
Editora UFMG: Belo Horizonte, 2006.
[3]- Rangel, R. N. Práticas de Físico-Química. 3ª ed. Edgard Blucher: São Paulo, 2011.