8 Entalpia de Formação do NH4Cl

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CURSO DE QUÍMICA
DISCIPLINA
CQ050
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL I
		
EXPERIMENTO VIII:
“ENTALPIA DE FORMAÇÃO DO NH4Cl”
Data da realização do experimento: 02/06
Professora responsável: Profª. Drª. Regina Maria Queiroz de Mello
Alunos (bancada 1): Lidiane de Amorin Lisbôa
 Maria Virginia Giraldello
 Monique Adriani Garcia da Silva
CURITIBA
1º/2016
Introdução[5]
A entalpia de formação ΔfH° (entalpia-padrão de formação) é o calculo de energia (liberada ou absorvida) na formação do composto a partir dos respectivos elementos, cada qual no seu estado de referência.
Por exemplo o NH4Cl é formado pela seguinte reação :
NH3 + HCl ↔ NH4Cl
Para medir as entalpias de formação, empregam-se geralmente, calorímetros que consistem usualmente de uma câmara de reação, a qual contém um termômetro e um agitador.
Os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto.
É possível combinarem-se as entalpias-padrões de várias reações para se ter a entalpia de outra reação. Esta é uma aplicação conhecida como lei de Hess, onde, a entalpia-padrão de uma reação é igual a soma das entalpias-padrões das reações parciais em que a reação possa ser dividida.
Objetivos
Determinar experimentalmente a entalpia de formação do cloreto de amônio solido (NH4Cl) através da lei de Hess.
Procedimento experimental
Parte I: Determinação da constante calorimétrica do calorímetro
Foram inicialmente adicionados 100 mL de água em um calorímetro, logo após a estabilização foi anotado a temperatura inicial. Em seguida, em um béquer, foram adicionados 200 mL de água, que foi aquecida, 100 mL da mesma foram transferidos para uma proveta ambientada e sua temperatura inicial foi medida. A água da proveta foi despejada rapidamente no calorímetro, este foi fechado, aguardou-se que a temperatura estabilizasse, após a estabilização, a temperatura foi anotada. Tais dados encontram-se na Tabela 1.
Parte II: Determinação do calor envolvido na dissolução do NH4Cl(s)
Foi pesado uma massa de 5,028g de NH4Cl(s), e verificada a temperatura da água morna no calorímetro. Logo após foi adicionado o sal na água e agitado suavemente ate completa dissolução, após estabilização verificou-se o valor da temperatura.
Parte III: Determinação do calor envolvido na reação entre NH4OH e HCl.
Verificado que as concentrações de:
NH4OH = 1,6967mol.L-1 e HCl= 1,6159mol.L-1
Foi adicionado ao calorímetro 100 mL da solução mais diluída e verificado a temperatura do equilíbrio térmico. Depois calculado o volume do (acido/base) que foi adicionado para que a reação ocorresse em proporção estequiométrica, após ocorrer à reação de neutralização foi verificada a temperatura do equilíbrio térmico.
Dados:
T1: Temperatura da água fria e do calorímetro 
T2: Temperatura da água quente 
T3: Temperatura final do equilíbrio 
T4: Temperatura da água morna no calorímetro
T5: Temperatura final da solução 
T6: Temperatura do equilíbrio solução mais diluída
T7: Temperatura do equilíbrio após neutralização
Resultados e discussão
Parte I: Determinação da constante calorimétrica do calorímetro
Os seguintes dados foram coletados durante o experimento:
mágua fria = mágua quente = 100g;
T1 = 17,8ºC;
T2 = 63,0ºC;
T3 = 38,0ºC.
Sabendo que: 
Q recebido(agua fria) + Q recebido (calorímetro) + Q recebido (agua quente)= 0
[m.aguafria . c agua (T3-T1)] + [Ccal (T3-T1)] + [m.aguaquente . cagua. (T3-T2)] = 0
c agua = 4,184 J. K-1.g-1
Substituindo os valores encontramos Ccal constante calorimétrica do calorímetro.
Ccal= - [ m agua quente . cagua . (T3-T2)] – [maguafria . c agua (T3-T1) / (T3-T1)
Ccal= - [100g . 4,184 J.K-1.g-1 (38,0ºC –63,0ºC)] - [100g. 4,184 J.K-1.g-1(38,0ºC – 17,8ºC) / 
(38,0ºC – 17,8ºC)
Ccal= 99,42 J ou Ccal= 23,76 cal
Parte II: Determinação do calor envolvido na dissolução do NH4Cl(s)
Foi utilizado cloreto de amônio sólido [NH4Cl(s)], segundo a seguinte equação:
NH4Cl(s) 	 NH4Cl(aq)
Determinação do calor da reação
Dados: mágua fria = 200g;
	 T4 = 38,0ºC;
	 T5 = 36,2ºC;
	 Ccal = determinado no item 4.1.
[maguafria. cagua(T5-T4)] + [Ccal(T5-T4)] + Qr= 0
Onde Qr = calor da reação
[200g.4,184J.K-1.g-1(36,2ºC - 38ºC) + [99,42 J(36,2ºC - 38ºC)] + Qr = 0
Qr = +1685,19 J
Determinação da quantidade de matéria
Dados: mNH4Cl = 5,028g
	MM(NH4Cl) = 53,491g.mol-1
n = mNH4Cl /MM(NH4Cl)
n = 5,028g/53,491g.mol-1 
n = 0,0939 mol
Determinação da entalpia da reação
Sabendo que ΔH = Qr/n, temos:
ΔH = 1685,19J/0,0939mol
ΔH =+17935,6 J.mol-1
Como fizemos o processo inverso utilizaremos -ΔH.
Parte III: Determinação do calor envolvido na reação entre NH4OH e HCl
Volume dos reagentes
Dados: C(HCl) = 1,6159mol.L-1;
	 C(NH4OH) = 1,6967mol.L-1;
	 V da solução mais diluída = 100mL (100x10-3L)
	Sabendo que a solução de HCl é a menos concentrada, tivemos que determinar o volume de hidróxido de amônio a ser utilizado, para garantir que todo o ácido e toda a base fossem consumidos na reação:
n = V(HCl)xC(HCl) = 100x10-3L x 1,6159mol.L-1 
n(HCl) = 0,162 mol
Portanto, para encontrar o volume de base:
V = n(HCl) / C(NH4OH) = 0,162mol / 1,6967mol.L-1
V = 95,5x10-3 L = 95,5 mL
Determinação do calor da reação
Dados: msolução = m(HCl) + m(NH4OH) = 195,5g (m soluções ~ da m água);
	 T6 = 20,0ºC;
	 T7 = 30,0ºC.
 
[msolução.cagua(T7-T6) + [Ccal(T7-T6) + Qr = 0
[195,5g.4,184J.K-1.g-1(30,0ºC – 20,0ºC)] + [99,42J(30,0ºC- 20,0ºC)] +Qr = 0
Qr = - 9173,9J 
Determinação da quantidade de matéria
Como n(HCl) = n(NH4OH) e temos que a proporção de HCl para NH4Cl é de 1:1, segundo a equação:
NH4OH (aq) + HCl(aq)	 NH4Cl(aq)
n = 0,16159 mol (determinado no item 4.3.1).
4.3.4 Determinação da entalpia da reação
Sabendo que ΔH = Qr/n, temos:
ΔH = - 9173,9J / 0,16159mol
ΔH = - 56772,69 J.mol-1
	Reação
	ΔHº/ KJ.mol-1
	1)3/2 H2(g) + ½ N2(g) NH3(g)
	- 46,11[1]
	2)½ H2(g) + ½ Cl2(g)HCl(g)
	- 92,31[2]
	3)HCl(g)+ H2O(l) H3O+(aq) + Cl-
	- 74,84[3]
	4)NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq)
	- 30,50[4]
	5)NH4OH(aq) +H3O+(aq) + Cl-(aq) NH4+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
	- 56,77
	6)NH4+(aq) + Cl-(aq) NH4Cl(s) + H2O(l)
	+ 17,93
	½ N2(g) + 2H2(g) + ½ Cl2(g)NH4Cl(s)
	ΔHf (NH4Cl(s))
Determinação da entalpia de formação do NH4Cl(s)
ΔHf (NH4Cl(s)) = ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5 –ΔH6
ΔHf (NH4Cl(s)) = ( - 46,11 – 92,31 – 74,84 – 30,50 – 17,93 - 56,77) = - 318,46 KJ.mol-1
Erro Relativo:
O valor da literatura (-314,43kJ.mol-1 [6]) encontra-se no livro Atkins:Físico-química (vide referencias)
Conclusão
Com o termino da atividade é possível dizer que o objetivo do experimento (encontrar a entalpia de formação do cloreto de amônio sólido, a partir da entalpia de dissolução do cloreto de amônio em água, da entalpia de formação do cloreto de amônio aquoso e dados da literatura) foi alcançado.
	O experimento foi realizado com grande sucesso, obtendo-se um valor próximo do valor encontrado na literatura e, apesar de alguns erros experimentais, estes não foram graves o bastante para interferir de forma significativa nos resultados.
	Assim, é possível concluir que o experimento em questão é eficiente para alcançar o objetivo determinado.
Referencias bibliográficas
[1], [2] Atkins: Físico-química, v.1/ Peter Atkins, Julio de Paula – 8ª ed – Rio de Janeiro: LTC, 2008. Pag. 545; 543 – seção de dados.
[3], [4] Handbook of chemistry and physics/ David R. Lide – 90ª ed – CRC Press, 2009. Pag. 5-85 – seção thermochem.
[5] “Atkins: Físico-química”, v.1/ Peter Atkins, Julio de Paula – 8ª edição – Rio de Janeiro: LTC; 2008.
[6] “Atkins: Físico-química”, v.1/ Peter Atkins, Julio de Paula– 8ª edição – Rio de Janeiro: LTC; 2008. Pag. 546 – seção de dados.