Calor de uma reação de neutralização e dissolução

Prévia do material em texto

Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais
Unidade Contagem – Controle Ambiental 
Laboratório de Físico-Química
	
CAmb
 
Calor de neutralização e dissolução.
Márcio Alves
Alunos: Larissa Alves, Letícia Almeida, Letícia Lima, Samuel de Oliveira, Ygor.
Contagem, 23 de Junho de 2017.
Introdução:
O conceito de calor como sendo uma transferência de energia que sai do meio com maior temperatura para o meio com menor temperatura tornou-se intuitivo, baseados nas experiências visualizadas em nosso dia a dia. Em grande parte das reações químicas é notório a presença de energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética aparecendo sob forma de calor ou de trabalho. Muitas das quais ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo assim conhecidas como reações exotérmicas. Em nuance temos as endotérmicas que atuam retirando calor do ambiente, tendo por consequência o abaixamento da temperatura.
A entalpia de um sistema pode ser definida como a soma da energia interna do mesmo e da energia de expansão. Pode-se dizer que com as reações químicas sendo processadas em condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das reações. Ou seja, a reação química é conduzida a pressão constante, a variação de entalpia, designada por ∆H, é encontrada através da diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes. Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até formação dos devidos produtos, a variação de entalpia deverá na maioria dos casos, ser sempre a mesma. Essa afirmação consolida a inferência da Lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de entalpia.
O calor de neutralização tem-se como conceito que, o mesmo é o resultado da reação entre um ácido e uma base. Quando inseridos em meio aquoso os ácidos e as bases fortes encontram-se em dissociação, de acordo com os conhecimentos dispostos em sala de aula, o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário (considerando a quantidade de matéria), e quando os reagentes tratados acima (ácido e base) não se encontram em completa dissociação o calor de neutralização resulta em valores diferentes.
Outra questão de suma importância na determinação de calor que ocorre em reações é a capacidade calorífica de um calorímetro, sendo que a mesma pode ser determinada em um experimento no qual uma quantidade de calor conhecida é dada ao calorímetro. O experimento pode ser feito com diferentes métodos, sendo que alguns possuem uma maior precisão. [1]
Objetivos: 
 Medir a capacidade calorífica do calorímetro via a neutralização de ácido com uma base;
Medir o calor liberado na formação de uma solução de um ácido e uma base;
Medir o calor liberado no processo de dissolução. 
Materiais e Métodos:
Materiais e reagentes:
Balança analítica;
Vidro relógio;
Bastão de vidro; 
Espátula;
NaOH (sólido);
Solução de NaOH (Hidróxido de sódio 1mol/L);
Solução de HCl (ácido clorídrico 1mol/L);
Calorímetro;
Termômetro;
Água da torneira. 
Procedimentos:
Para calcular a capacidade calorífica do calorímetro:
- Verteu-se 100 mL de NaOH e 100mL de HCl no calorímetro e tampou-o; 
- Colocou-se o termômetro e foi esperado a temperatura entrar em equilíbrio;
- Mediu-se a temperatura de equilíbrio com um termômetro;
- Descartou-se as soluções e foi lavado a garrafa térmica com água da torneira.
Para calcular o calor liberado pela dissolução de NaOH:
- Pesou-se 0,8050g de NaOH na balança analítica e transferiu-se para o calorímetro com auxílio de um bastão de vidro;
-Mediu-se novamente a temperatura da água da torneira e a transferiu-se para o calorímetro. 
- Tampou-se a garrafa, colocou-se o termômetro e homogeneizou-se a solução;
- Esperou-se a estabilização da temperatura e em seguida mediu-se a mesma;
- Descartou-se a solução e lavou-se o calorímetro;
- Repetiu-se todo o processo com 1,6028g de NaOH.
Resultados e Discussões:
Tabela 1: Temperaturas das soluções
	Solução
	Temperatura inicial (oC)
	Temperatura final (oC)
	Solução de NaOH (parte 1 da prática)
	27
	32
	Solução de HCl (parte 1 da prática)
	26
	32
	Solução de NaOH- 0,8050 g (parte 2 da prática)
	23
	24
	Solução de NaOH- 1,6028 g (parte 2 da prática)
	23,5
	25
Pode ser observado que todas as temperaturas das soluções aumentaram, esse fato se deve ao fato que todas as reações são exotérmicas, ou seja, a variação de entalpia é negativa. Isso indica que o valor de entalpia dos reagentes é maior que o dos produtos, por isso quando a reação ocorre, a energia térmica é liberada aumentando a temperatura do sistema.
Quando a temperatura do sistema aumenta significa que houve uma formação de interações e para que isso ocorra, as moléculas devem estar próximas o suficiente para causar uma atração entre elas, e nesse patamar a energia do sistema é baixa. Porém se essa distância for muito pequena, ocorrerá a repulsão entre os elétrons das duas moléculas e entre os dois núcleos, com isso a energia do sistema será aumentada de forma repentina. Esses processos podem ser ilustrados pelo gráfico de Lennard-Jones.
Figura 1:
 
Potencial de 
Lennard-Jones
Fonte:
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAgQAEAI/ligacoes-quimicas?
part
=2
Cálculo da capacidade calorífica do calorímetro
É possível descobrir a capacidade calorífica do calorímetro a partir dos dados encontrados na parte 1 deste experimento, porém antes é preciso saber o valor do calor liberado na reação entre os íons H+ e OH-. Os valores das reações são tabelados e no caso dessa reação, sabemos que o calor liberado é -57,7 KJ/mol. 
Porém, nessa prática, foi usado apenas 100 mL de cada reagente e, considerando que a concentração dos mesmos é 1mol/L, portanto a quantidade de matéria gerada não é 1 mol. Analisando a fórmula dessa reação (H+ + OH- H2O), percebe-se que a quantidade de mol dos reagentes é a mesma que a da água. Então, para encontrar a quantidade exata de mol gerado é preciso fazer uma regra de 3 simples:
1000 mL _____ 1 mol
 100 mL _____ X mol
X=0,1 mol
Sabendo que foram gerados apenas 0,1 mols de água, é preciso fazer outra regra de 3 para saber o valor exato de calor liberado nessa prática:
-57,7 KJ _______ 1mol
 X KJ ________ 0,1 mol
X= - 5,77 KJ
Agora é preciso converter o valor encontrado para caloria, que é a unidade padrão para calcular a capacidade calorífica, considerando que 1 KJ é igual a 1000 J e que 4,18 J é igual a 1 caloria:
4,18 J__________ 1 cal
- 5.770 J _________ x cal
X= -1.380,38 cal
Depois de encontrado o valor do calor liberado é preciso usar a fórmula:
Qcedido+Qrecebido=0
Sabendo que a reação entre o HCl e o NaOH libera calor e que o calorímetro e a solução recebem calor, podemos substituir as informações na fórmula acima e assim determinar a fórmula para encontrar o valor da capacidade calorífica da garrafa térmica, considerando que Q = m x c x (Te-ti) ou Q = C x (Te-ti), onde ‘m’ é a massa, ‘c’ é o calor específico, ‘Te’ é a temperatura de equilíbrio, ‘Ti’ é a temperatura inicial e ‘C’ é a capacidade calorífica.
Q reação + Q calorímetro + Q HCl + Q NaOH = 0
Qreação + [C x (Te – Ti)] calorímetro + [m x c x (Te – Ti)] HCl + [m x c x (Te – Ti)] NaOH = 0
A partir da fórmula acima é preciso apenas substituir os valores para encontrar a capacidade calorífica do calorímetro, utilizando os valores de temperatura encontrados acima e considerando que a temperatura inicial do calorífero é a temperatura inicial do NaOH e que densidade e calor específico do NaOH e do HCl são iguais o da água, por isso a massa do ácido e da base são 100 g (já que o volume de ambos é 100 mL e a densidade da água é 1g/ml).
C (32 oC – 27 oC) + 100g x 1cal/g oC (32 oC – 26 oC) + 100g x 1cal/g ºC (32 oC – 27 ºC) + (-1380,38 cal) = 0
C= 56,1 cal/oC
Determinação do calor da dissoluçãodo NaOH
Na segunda parte da prática foi feita a dissolução do NaOH, para calcular o calor desta reação é preciso usar a mesma fórmula usada no item anterior (Qcedido+Qrecebido = 0), porém neste caso o calor vai ser liberado pela reação de dissolução e o calor foi recebido pelo calorímetro, pela solução de água e NaOH.
Q reação + Q calorímetro + Q solução = 0
Q reação + [C x (Te – Ti)] calorímetro + [m x c x (Te – Ti)] solução = 0
	Foram medidos duas massas de NaOH e, como o calor da reação depende da massa usada, é preciso calcular o calor de reação duas vezes (uma para cada medida). 
	Considerando que a densidade de água é 1g/mL e que foi usado um volume de 200 mL, pode-se afirmar que a massa usada de água foi de 200g. 
Calor da dissolução do NaOH para a massa de 0,8050g de NaOH:
Para fazer esse calculo deve-se considerar a capacidade calorífica do calorímetro como 56,6 cal/oC (valor encontrado no item anterior).
Q reação + [56,1 cal/oC x (24 oC – 23 oC )] calorímetro + [200,8050 g x 1 cal/g oC x (24 oC – 23 oC )] solução = 0
Q reação = - 256, 9050 cal
Calor da dissolução do NaOH para a massa de 1,6028 g de NaOH:
Novamente para o cálculo do calor da reação devemos considerar a capacidade calorífica do calorímetro como 56,6 cal/oC.
Q reação + [56,1 cal/oC x (25 oC – 23,5 oC )] calorímetro + [201,6028 g x 1 cal/g oC x (25 oC – 23,5 oC )] solução = 0
Q reação = - 386,5542 cal
Percebemos que o valor de calor foi negativo, isso indica que após a dissolução houve uma liberação de energia. Essa liberação de energia é proveniente da formação de interações intermoleculares do tipo íon dipolo. Por convenção consideramos que toda matéria em geral tende a ir de um patamar de maior energia para um de menor energia, ou seja, antes da dissolução o NaOH está em um nível de maior energia do que quando está em meio aquoso. As interações soluto-soluto e solvente-solvente são mais fracas que as interações solvente-soluto fazendo com que na formação da interação íon dipolo seja liberada energia. 
Outra consideração que pode ser feita é que o valor de calor é diretamente proporcional à massa, isso acontece, pois quanto maior for a quantidade de matéria presente na reação, mais moléculas vão reagir e mais energia vai ser liberada, aumentando o valor do calor liberado, portanto, quando dissolvemos 1,6 g haverá uma maior liberação de calor do que quando dissolvemos 0,8 g.
Considerações finais:
Nesta prática, algumas questões importantes da termodinâmica foram nitidamente observáveis. Dentre essas questões se destacam: a proporcionalidade existente entre o calor e a massa da substância com variação de temperatura a ser observada, a liberação de energia em forma de calor existente em formação de ligações químicas e a liberação de energia decorrente da formação de íons-dipolo em reações de dissociação. Além disso, foi possível observar, pelo grupo, como diferentes tipos de reações químicas liberam energias diferentes (muito superiores, no caso da neutralização, em relação ao calor de dissociação) em “processos de formação”. Conclui-se que há métodos que são mais precisos que outros. A partir da prática em questão e da prática anterior pode-se dizer que o método na qual calcula-se a capacidade calorífica através da neutralização possui essa maior precisão. 
Referências Bibliográficas:
‘’Determinação do calor de neutralização ‘’; EBAH//UNESP. Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAe4L0AF/relatorio-exp-02-calor-neutralizacao>. Acesso em 23 de junho de 2017. [1]