Entalpia de Neutralização

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ - UESC
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS – DCET
ENGENHARIA QUÍMICA – FÍSICO-QUÍMICA I
PROF. DRA. MIRIAM SANAE TOKUMOTO
BRENDA DIAS DE MELO
LUNA COSTA CASTRO
NADINE GEROGIANNIS LIMA
TÍTULO: Entalpia de Neutralização 
ILHÉUS - BAHIA
2015
1. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Parte I – Determinação da Constante Calorimétrica do Calorímetro
Com o auxílio de uma pipeta, colocou-se 50,0 mL de água destilada fria (temperatura ambiente) no calorímetro, após aferir a temperatura. Aqueceu-se 50,0 mL de água até a temperatura em torno de 70,0 ºC, e adicionou-se rapidamente ao calorímetro, agitando a solução, anotando a variação da temperatura. Esse procedimento foi realizado três vezes para obter a média da constante calorimétrica.
As temperaturas da água fria, água quente e a de equilíbrio térmico da solução obtidas estão dispostas na Tabela 1 abaixo:
Tabela 1 – Relação das temperaturas 
	 
	T f. (°C)
	T q. (°C)
	T equi. (°C)
	1
	23,0 ± 0,5
	70,0 ± 0,5
	45,0 ± 0,5
	2
	24,0 ± 0,5
	70,0 ± 0,5
	45,5 ± 0,5
	3
	24,0 ± 0,5
	70,0 ± 0,5
	46,0 ± 0,5
Sabe-se que, a massa da água fria é igual à massa da água quente, pois ambas foram coletadas à temperatura ambiente, possuindo a mesma densidade. Na primeira amostra a massa foi coletada a (23,0 ± 0,5) °C. Foram utilizados 50,0 mL de água destilada para cada amostra, e assumiu o valor da densidade da água igual a 0,997538 g/mL. 
	Assim, para o primeiro procedimento, tem-se: 
Calculando a variação de temperatura da água fria e da água quente, para a primeira amostra, tem-se que: 
A fim de determinar a constante calorimétrica do calorímetro utilizou-se a seguinte equação [2]:
Percebe-se que a energia térmica da água fria somado à energia térmica do calorímetro é igual á energia térmica da água quente. Isolando a capacidade calorífica do calorímetro antes da igualdade, temos:
 	Assumindo o calor específico da água igual a (1,00 ± 0,01) cal/g.°C pode-se determinar a constante calorimétrica do calorímetro. Utilizando a equação (2) e os dados obtidos a partir da análise da primeira amostra:
Posteriormente, na segunda e na terceira amostra, a massa será igual, pois ambas foram coletadas a (24,0 ± 0,5) °C. Foram utilizados 50,0 mL de água destilada para cada amostra, e assumiu o valor da densidade da água igual a 0,997296 g/mL. Assim, para o segundo e terceiro procedimentos, tem-se: 
Portanto, temos que a variação de temperatura da água fria e da água quente, para a segunda amostra é: 
Através da equação (2) e dos dados apresentados anteriormente referentes à segunda amostra, é possível calcular a constante calorimétrica do calorímetro:
Por fim, realizando os mesmos procedimentos para a amostra 3. Deste modo, quanto à variação de temperatura, tem-se que:
	Temos que, o calor específico da água igual a (1,00 ± 0,01) cal/g.°C. Portanto, a constante calorimétrica do calorímetro:
	Assim, o valor médio para a constante calorimétrica do calorímetro é igual a:
Analisando os valores da capacidade térmica do calorímetro encontrados na amostra 1 e na amostra 3, é perceptível que uma variação de 1 °C é o suficiente para alterar consideravelmente o valor da capacidade térmica do calorímetro.
Outro ponto a ser resaltado é que, em um calorímetro ideal, o valor da quantidade de calor do calorímetro deveria ser igual à zero. Ou seja, não há energia sendo cedida ou recebida, e nem o calorímetro participa da troca de energia. O que caracteriza um sistema adiabático. 
O calorímetro utilizado neste procedimento experimental consiste em um calorímetro não ideal. O valor obtido referente à capacidade calorífica do calorímetro é (6,097 ± 1,381) cal/ºC, que consiste em um valor alto, pois este deveria tender a zero.
Parte II – Determinação do Calor de Reação de Neutralização de Ácido e Base Forte
	Sabe-se que a Entalpia de Neutralização é o calor decorrente de uma reação entre um ácido e uma base em solução aquosa. Pode ser determinada empregando o calorímetro para que seja calculada a variação de temperatura ocasionada pela reação. Nesta etapa foi considerada a densidade do ácido e da base igual a da água, ou seja, 1,0 g/cm³ e o calor específico igual ao da água, ou seja, 4,18 J/g.ºC. As duas aproximações se justificam pelo fato da solução de hidróxido de sódio com ácido clorídrico ser uma solução aquosa, contendo uma porcentagem pequena de ácido e base, resultando em um erro desprezível para a finalidade desse experimento [2]. Através destas informações é possível determinar o calor de reação:
	Os valores obtidos experimentalmente para a temperatura estão dispostos na Tabela 2.
Tabela 2 – Relação das temperaturas para cada repetição realizada no calorímetro
	 
	HCl (°C)
	NaOH (°C)
	T equi. (°C)
	1
	23,0 ± 0,5
	23,0 ± 0,5
	30,0 ± 0,5
	2
	22,0 ± 0,5
	22,0 ± 0,5
	29,0 ± 0,5
	3
	22,0 ± 0,5
	22,0 ± 0,5
	29,0 ± 0,5
	
Para realizar os cálculos, a equação de neutralização deve ser analisada para determinar a quantidade de mol do cloreto de sódio que será utilizado na determinação da entalpia de neutralização. A equação química para a reação de neutralização observada está disposta abaixo:
	Foi utilizado 50,0 mL de cada solução de HCl 1M e de NaOH 1M. Como a proporção é de 1 mol do ácido reagindo com um mol da base, então foi utilizado número molar igual a 0,05 mol. O procedimento foi realizado três vezes, e os cálculos baseiam-se nas três amostras.
Para determinar a constante calorimétrica do calorímetro emprega-se a equação a seguir:
	
Adaptando a equação da constante calorimétrica, tem-se que:
	
	Enquanto que:
Para a amostra 1, com temperatura igual a 23 ºC e temperatura de equilíbrio igual a 30 ºC, tem-se que o valor da densidade do HCL e do NaOH serão aproximadamente iguais ao da água, logo a massa de ambos será igual a . Assim, considera-se que o calor específico de cada substância será aproximadamente igual ao calor específico da água, que é (1,00 ± 0,01) cal/g.°C. Assim, tem-se que:
	Portanto:
	Assim, a variação da entalpia experimental calculada para 0,05 mol é:
	Desta forma, com o valor da variação da entalpia experimental calculado, pode-se determinar o Erro Relativo de acordo com o valor conhecido teoricamente [3]:
Para as amostras 2 e 3, com temperatura igual a 22 ºC e temperatura de equilíbrio igual a 29 ºC, tem-se que o valor da densidade do HCL e do NaOH serão aproximadamente iguais ao da água, logo a massa de ambos será igual a . Assim, considera-se que o calor específico de cada substância será aproximadamente igual ao calor específico da água, que é (1,00 ± 0,01) cal/g.°C. Assim, tem-se que:
	Portanto:
	Assim, a variação da entalpia experimental calculada para 0,05 mol é:
	Desta forma, com o valor da variação da entalpia experimental calculado, pode-se determinar pela equação 11 o Erro Relativo de acordo com o valor conhecido teoricamente [3]:
É calculado então que as três amostras, mesmo com temperaturas pouco diferentes, possuem o mesmo valor da variação de entalpia experimental (HExp. = -14,82 ± 1,42 kcal/mol) e Erro Relativo ( = 7,62%).
Parte III – Determinação do Calor de Reação de Neutralização de Ácido Fraco e Base Forte
	Os valores para a temperatura foram obtidas de cada reagente e foram dispostos na tabela 3 a seguir.
Tabela 3 – Relação das temperaturas para cada repetição realizada no calorímetro
	 
	CH3COOH (°C)
	NaOH (°C)
	T equi. (°C)
	A
	22,0 ± 0,5
	22,0 ± 0,5
	28,0 ± 0,5
	B
	22,0 ± 0,5
	22,0 ± 0,5
	28,0 ± 0,5
	C
	22,0 ± 0,5
	22,0 ± 0,5
	28,0 ± 0,5
	A reação de neutralização observada tem como equação química:
	Foi utilizado 50,0 mL de cada solução de HCl 1M e de NaOH 1M. Como a proporção é de 1 mol do ácido reagindo com um mol da base, então na reação utilizou-se 0,05 mo. Assim, tem-se que:
O valor da densidade do CH3COOH e do NaOH serãoaproximadamente iguais ao da água, logo a massa de ambos será igual a 	. Assim, considera-se que o calor específico de cada substância será aproximadamente igual ao calor específico da água, que é (1,00 ± 0,01) cal/g.°C. Assim, tem-se que:
	
	
	Portanto:
	Assim, a variação da entalpia experimental encontrada para 0,05 mol é:
	
	Desta forma, com o valor da Variação de Entalpia Experimental calculado, pode-se determinar o Erro Relativo de acordo com o valor conhecido teoricamente [3]:
Os valores de Entalpia de Reação de Neutralização encontrados na Parte II e Parte III determinam o caráter exotérmico da reação química de neutralização, ocorrendo a liberação de calor do sistema para o meio.
Quando comparados com os valores teóricos [3], os valores obtidos experimentalmente são considerados valores altos. O valor encontrado para a Variação de Entalpia de Reação de Neutralização entre um ácido forte e uma base forte foi de (-14,82 ± 1,42) kcal/mol, e para a reação entre um ácido fraco e uma base forte (-12,70 ± 1,41) kcal/mol.
Para o ácido forte e uma base forte o Erro Relativo calculado foi 7,62%, e para um ácido fraco e uma base forte o Erro Relativo foi 6,59%. Portanto, apesar dos resultados serem diferentes de seus valores teóricos, os resultados estão dentro da margem da incerteza.
O valor calculado da Variação de Entalpia de Reação de Neutralização para o ácido forte foi maior que para um ácido fraco. O ácido forte e base forte apresentaram-se totalmente dissociados, permanecendo na forma iônica. Assim, ocorre então a reação de neutralização, resultando em sal e água. Enquanto que na reação de neutralização entre uma base forte e um ácido fraco, a base está totalmente dissociada, mas o ácido não.
	
2. CONCLUSÃO
A média dos resultados obtidos para a constante calorimétrica do calorímetro foi de (6,097 ± 1,381) cal/ºC. Quanto mais próximo este valor for de zero, mais equiparável é o calorímetro com o modelo ideal. Apesar de o resultado ser relativamente elevado, os demais resultados calculados empregando-o não se desviaram muito dos valores esperados.
	A reação entre um ácido forte e uma base forte resultou na liberação de (-14,82 ± 1,42) kcal/mol. Enquanto que a reação entre um ácido fraco e uma base forte resultou na liberação de (-12,70 ± 1,41) kcal/mol. Tal liberação de energia confirma o caráter exotérmico da reação de neutralização observada. Admitindo-se o valor esperado de -13,77 kcal/mol para a reação da Parte II, e -13,60 kcal/mol para a reação da Parte III. Os resultados calculados apresentaram Erros Relativos iguais a 7,62 % e 6,59 %, respectivamente.
O grau de pureza das soluções é um fator que pode ter influenciado nos resultados encontrados, assim como também a baixa precisão dos equipamentos que favorecem o erro no momento da leitura ou mesmo por apresentarem incertezas elevadas.
	
3. REFERÊNCIAS
[1] ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006.
[2] BRAATHEN, C.; LUSTOSA, A. A.; FONTES, A. C.; SEVERINO, K. G.; Entalpia de Decomposição do Peróxido de Hidrogênio. Química Nova na Escola. N. 29. Agosto, 2008.
[3] VIEIRA, et. Al. Práticas de Química Geral Para o Curso de Engenharia. 1. Ed. Brasília. v.2. p. 82-86.1985