DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE DISSOLUÇÃO DE CLORETOS DE METAIS ALCALINOS

Prévia do material em texto

Universidade de São Paulo
Instituto de Química
RELATÓRIO SOBRE A QUINTA EXPERIÊNCIA
DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE DISSOLUÇÃO DE CLORETOS DE METAIS ALCALINOS
Apresente os cálculos feitos para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro e da energia de dissolução do sal por você estudado. Em uma tabela coloque os valores das energias de dissolução dos sais: , , e :
CÁLCULO DA CAPACIDADE DO CALORÍMETRO
O cálculo da capacidade do calorímetro inicia-se a partir do estudo da reação da equação balanceada:
Admitindo que esta reação ocorra em pressão constante, pode-se atribuir o valor da variação de entalpia dado por .
	
No meio aquoso, a reação entre esse ácido e base produzem um total de 100% de íons de e . Neste caso, a formação da água se dá através da reação responsável pela variação da temperatura e fluxo do calor.
A tabela a seguir apresenta os dados solicitados no relatório e os respectivos valores obtidos as substâncias hidróxido de sódio () e ácido clorídrico ()
	Substância
	Volume (ml)
	Concentração (mol/L)
	HCl
	100,00
	1,011
	NaOH
	100,00
	1,020
Tabela – Dados utilizados para o experimento		
O número de mols para cada substância pode ser obtido a partir da seguinte equação:
Aplicando essa equação para os valores apresentados na tabela acima, pode-se obter:
	Substância
	Volume (ml)
	Concentração (mol/L)
	n (mol)
	HCl
	100,00
	1,011
	0,1011
	NaOH
	100,00
	1,020
	0,1020
De acordo com a equação balanceada apresentada anteriormente, como resultado da reação, os produtos cloreto de sódio e água são formados. Dessa reação, a concentração molar de cloreto de sódio é . As informações referentes à essa concentração estão descritas no relatório:
	Solução
	Concentração (mol/L)
	Densidade (g/mL)
	Calor Específico (J/g°C)
	NaCl
	0,50
	1,01
	4,01
Com essas informações, é possível calcular a quantidade de calor da solução, pois a partir da densidade, pode-se calcular a massa de cloreto de sódio obtido na reação. Da relação entre massa e volume e densidade, temos:
Ou seja, da reação ocorrida, gerou-se um total de 202 g de cloreto de sódio, onde o volume total era de 200 ml da mistura de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. Conhecendo-se a massa resultante, o calor específico e a variação da temperatura, é possível determinar a quantidade de calor da solução:
De acordo com a equação:
Temos:
Para o cálculo da quantidade de calor da reação, é necessário utilizar o valor da entalpia de neutralização, multiplicando o módulo desse valor pelo número de mols presentes da reação dado um dos produtos formados que foi a água:
O valor da variação de entalpia de neutralização é dado por , consequentemente:
Conhecendo-se o valor da quantidade de calor da solução e também da reação, o valor da quantidade de calor do calorímetro é obtido por meio da seguinte relação:
Por fim, a capacidade calorífica do calorímetro é obtida a partir da quantidade de calor do calorímetro, respeitando a seguinte equação:
CÁLCULO DE DISSOLUÇÃO DOS SAIS
Este tópico irá apresentar os cálculos realizados para se obter a variação de entalpia de dissolução dos sais de .
A primeira parte do procedimento necessitou da medição das temperaturas iniciais do sistema, antes de se iniciar a reação, posteriormente, pesou-se os sais de modo suficiente a se obter de solução e do sal. A tabela a seguir, traz os primeiros dados obtidos para esse experimento:
	Solução
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	ΔT (°C)
	LiCl
	25,10
	33,50
	8,40
	NaCl
	24,70
	24,80
	0,10
	KCl
	24,60
	21,00
	-3,60
	É possível observar as características das reações, onde para o LiCl temos uma reação endotérmica, para o NaCl uma reação onde se conserva a quantidade de calor e para o KCl uma reação do tipo exotérmica.
Para o valor da quantidade de calor da solução, é necessário conhecer algumas variáveis, como a densidade, o calor específico e a variação da temperatura que esse sal sofreu durante o processo experimental. A tabela a seguir traz alguns desses parâmetros para cada concentração molar de 1mol/L.
	Solução
	Densidade (g/mL)
	Calor Específico (J/gC)
	LiCl
	1,03
	3,97
	NaCl
	1,04
	3,89
	KCl
	1,05
	3,80
	
	A massa desses três sais é obtida utilizando-se dos valores da densidade e do volume do sistema:
	Com os valores das massas desses sais, é possível calcular a quantidade de calor da solução dada por:
	Com o valor da capacidade calorífica do calorímetro calculada anteriormente podemos obter o calor absorvido ou liberado (em módulo) por ele:
Calculo do dos sais:
A energia de dissolução pode ser calculada por meio do como mostra a seguinte fórmula:
Onde o valor de n corresponde ao número de mols do íon do metal alcalino dissolvido. Este valor é dado conhecendo-se a massa do sal e sua respectiva massa atômica. Logo, para o procedimento desse cálculo, usa-se:
A massa do sal é obtida por:
	Onde M representa a concentração de mols por litro, V o volume e MM a massa molar dada em g/mol. Para os sais estudados, temos:
	
Logo:
2. Comparação de dados: Calcule a energia de dissolução dos cloretos dos metais alcalinos (LiCl, NaCl, KCl), utilizando um ciclo termoquímico (ciclo tipo Harber-Born), considerando os valores de energia reticular e de entalpia de hidratação dos ciclos estudados. Compare os valores calculados a partir dos dados das tabelas fornecidas com os dados obtidos experimentalmente e comente.
	O Ciclo de Born-Haber é um método para analisar a energia envolvida numa reação, onde a somatória das energias de cada passo do processo deve ser igual à entalpia de formação do metal e do ametal.
Para os respectivos sais, pode-se calcular o valor da variação de entalpia de dissolução dada pela equação a seguir:
	Os cálculos para cada um dos sais estão representados abaixo juntamente com uma tabela onde se consolidam os valores:
	
Para os valores variação de entalpia de dissolução, temos:
	Onde o valor da variação de entalpia de dissolução representa o valor do calor obtido na dissolução de 1 mol de um determinado soluto em um solvente;
	Cálculo da entalpia de dissolução dos sais
	Sais
	ΔH (dissolução) (KJ/mol)
	LiCl
	-37,00
	NaCl
	4,00
	KCl
	17,00
	Em relação aos valores obtidos experimentalmente (mostrados no exercício anterior), obtivemos resultados com erros significantes, uma vez que medimos equivocadamente a temperatura inicial do sistema que foi estudado primeiro, interferindo assim no valor da capacidade calorífica do calorímetro, e tivemos outros problemas que interferiram em nossas medições, como o fechamento inadequado do calorímetro.
No exercício anterior, vimos que a energia de dissolução do NaCl foi de aproximadamente 1,045 kJ/mol, enquanto o valor obtido com os dados das tabelas fornecidas no relatório foi de 4 kJ/mol. A energia de dissolução do LiCl calculada experimentalmente foi por volta de -118,37 kJ/mol e a do KCl 50,37 kJ/mol, respectivamente os valores teóricos desses dois sais foi de -37 kJ/mol e 17 kJ/mol.
3. Explique a diferença das entalpias de hidratação dos cátions 
A quantidade de energia liberada quando um íon torna-se hidratado é chamada de entalpia de hidratação. Cada íon é solvatado por uma quantidade de moléculas de solvente (no caso a água), onde os dipolos do solvente encaixam-se entorno dos íons imediatamente, puxando-os por forças íon-dipolo. É possível perceber, por meio da tabela periódica e dos valores estudados, que a entalpia de hidratação dos cátions acima aumenta de acordo com seus respectivos raios atômicos, crescendo do Li para o Cs.
4. Comente a influência da carga e do raio dos íons sobre a energia reticular dos cloretos estudados.
A entalpia reticular é a energia liberada por íons no estado gasoso ao se combinarem e formarem um produto no estado sólido, em que o cátion é atraído por vários ânions, e por outrolado, o ânion é atraído por vários cátions, ou ainda, como a energia necessária para que um composto iônico seja decomposto a íons gasosos. Um cátion com um raio pequeno possui uma energia reticular maior do que um cátion com um raio maior, pois sabemos que a energia reticular é a energia necessária para dissociar um mol de um composto iônico, que por sua vez é inversamente proporcional ao tamanho do íon.