Relatório Calor de dissolução - Físico Química

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Ministério da Educação
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Pato Branco
Curso Superior de Bacharelado em
Química Industrial
	
	
Bruna Lemes da Silva
Emanuelly Belusso
Relatório da prática 6
Calor de dissolução
Relatório elaborado para a disciplina de Físico-Química I, sob a orientação do Professor Péricles como requisito parcial para avaliação da disciplina de físico-química 1. 
Pato Branco.
Novembro de 2017
RESULTADOS E DISCUSSÕES
A prática “Termoquímica” teve como objetivo no primeiro experimento calcular o calor de dissolução, p mesma corresponde a variação de entalpia observada na dissolução de 1 mol da substância em solvente suficiente para se considerar a solução como diluída. Se for adicionado mais solvente não vai alterar o estado térmico do sistema.
Já para o segundo experimento o calor de neutralização objetivou-se calcular o calor de neutralização de uma reação entre ácido e base. Representa o calor absorvido na neutralização de 1 mol de H+ (aq) com 1 mol de OH-, estando ambos em soluções diluídas.
Primeiro Experimento
Na dissolução do NaOH (hidróxido de sódio) foi necessário calcular o valor da massa da água, e o número de mols do hidróxido de sódio (1.1),calculou-se também a variação de temperatura para determinar o calor absorvido pelo béquer (Q1)(1.2), em seguida o calor absorvido pela solução (Q2)(1.3),somando Q1 a Q2 resulta em Q3(calor desprendido)(1.4), onde Q1 se refere ao sistema, Q2 a vizinhança e Q3 ao universo.O calor desprendido (Q3) em mol resulta no calor de dissolução(1.5). 
E o valor de variação de entalpia equivale ao negativo do calor de dissolução (1.6). No segundo experimento realizou-se processos equivalentes no entanto foi uma reação de neutralização, ou seja entre ácido e base, utilizou-se ácido clorídrico e hidróxido de sódio onde é necessário o número de mols de NaOH e HCl (2.1),a variação de temperatura e o calor absorvido pelo béquer (Q1)(2.2), o calor absorvido pela solução (Q2)(2.3), calor desprendido (Q3)(2.4),o calor desprendido por mol que representa o calor de neutralização da reação(2.5),o valor da variação de entalpia sendo o negativo do calor de dissolução(2.6)
	Uma solução química pode ser definida como uma mistura homogênea. Quando mistura-se um sólido dissolvido num líquido pode acontecer em alguns casos de a temperatura do sistema aumentar ou diminuir. Por exemplo, no primeiro experimento misturou-se hidróxido de sódio (NaOH) em água, a temperatura da solução aumentou. Isso aconteceu porque a dissolução de um sólido num líquido ocorre em duas etapas: 
A primeira é a quebra do retículo cristalino onde as moléculas do sólido se atraem eletrostaticamente formando aglomerados iônicos bem organizados, com formas geométricas definidas, denominados retículos cristalinos. Ao ser adicionado num líquido para formar a solução, esse retículo é rompido. Para que isso ocorra é necessário receber certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia Reticular (Hret). Nesse caso, a entalpia ou energia global do sistema será sempre positiva, já que a entalpia final é maior que a inicial (∆H = Hfinal – Hinicial) e a temperatura do sistema diminui.
A segunda etapa envolve a interação entre partículas do soluto e do solvente. Depois que as partículas do sólido são separadas, ocorre a sua interação com as moléculas do solvente. Quando o solvente é a água, ocorre uma hidratação em que o polo positivo da água (H+) interage com os íons de carga negativa do soluto, enquanto que o polo negativo da água (OH-) interage com os íons positivos do soluto.
Para que essa interação ocorra é necessário liberar certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia de Hidratação (∆Hhid). Visto que se perde calor, a temperatura do sistema aumenta e a entalpia é sempre negativa.
O que vai determinar, então, se a temperatura do sistema irá diminuir ou aumentar será a somatória das entalpias reticular e de hidratação.
Portanto, tem-se uma dissolução endotérmica (com absorção de calor e com diminuição da temperatura) se a quantidade de energia absorvida (entalpia reticular) for maior que a energia liberada (entalpia de hidratação).
No caso de ocorrer o contrário, a energia absorvida for menor que a energia liberada, teremos uma dissolução exotérmica, com o aumento da temperatura.
As dissoluções endotérmicas precisam absorver mais energia, por isso, o aumento da temperatura facilita a dissolução do soluto. Já nas dissoluções exotérmicas, a diminuição da temperatura facilita a dissolução.
Quanto maior for o valor da entalpia, maior será a influência que a temperatura exercerá na solubilidade do soluto.
Cálculos 
dH2O= 1g/mL V = 100 mL
 
m = 100 g 
m = massa da água
V= volume 
d = densidade da água 
nb= 2,00g / 40 g.mol-1
nb= 0,05 mol 
n= número de mol
m = massa de NaOH
M= massa molar de NaOH
 
Q1A
Q1A= mbéquer . Cvidro . ∆T
 ∆T = Tf – Ti
 ∆T = (24 – 20 ) ̊C = 4 ̊C
 Q1A= 190,11g . 0,2 cal/g ̊C .4 ̊C
 Q1A= 152,1 cal 
Q1B
Q1B= mbéquer . Cvidro . ∆T
 ∆T = Tf – Ti
 ∆T = (24,1 – 20,5 ) ̊C = 3,6 ̊C
 Q1B= 190,11g . 0,2 cal/g ̊C .3,6 ̊C
Q1B= 136,8 cal 
 Q1média = Q1A + Q1B / 2
 Q1média= 144,4 cal 
Q2A
Q2A= mH2O.CH2O. ∆T
CH2O= 1,0 cal/g ̊C
Q2A= 100g. 1,0 cal/g ̊C. 4 ̊C
Q2A= 400 cal 
Q2B= mH2O.CH2O. ∆T
Q2B= 100g. 1,0 cal/g ̊C. 3,6 ̊C
Q2B= 360 cal
Q2média= Q2A+ Q2B / 2
Q2média= 380 cal 
Q3 = Q1média + Q2média 
Q3 = 524,4 cal 
 
 nb--------Q3
1 mol ------- Qr 
0,05 mol --------524,4 cal 
 1 mol -------- Qr
 Qr= 10488 cal
Considerando 1cal= 4,18 J
∆H = - Qr 
∆H = -10488cal . 4,18 J 
∆H = - 43839,84 J
∆H = - 43,83 kJ 
Equação: NaOH(s) + H2(l) Na+ + OH- + H2O(l) + Qtotal 
Segundo Experimento
As reações de neutralização sempre ocorrem entre um ácido, que libera o cátion H+, e entre uma base, que libera o ânion OH-. Esse tipo de reação é sempre exotérmico, ou seja, libera energia, pois parte da energia dos íons é utilizada para formar as ligações, que formam as moléculas de água e a energia restante é liberada. Desse modo, o valor da entalpia de neutralização será sempre negativo.
A entalpia de neutralização pode ser calculada utilizando um calorímetro onde o aumento da temperatura é verificado, à medida que se adiciona a base ao ácido atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas mesmas proporções estequiométricas o que permite observar o ponto de equivalência.
Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. Este é o caso da neutralização do ácido clorídrico em presença de hidróxido de sódio, cujas soluções podem ser descritas, segundo Arrhenius, como:
HCl + aq = Cl- (aq) + H+ (aq) (I)
NaOH + aq = Na+ (aq) + OH- (aq) (I)
Cálculos 
2.1) 
na = 
 1L ----- 0,5 mol 
0,1 L ---- na
 na = 0,05 mols 
nb= 
1L ----- 0,5 mol 
0,1 L ---- nb
nb= 0,05 mols 
2.2) 
 ∆T = Tf – Ti
 ∆T = ( 23,5 – 21 ) °C
 ∆T = 2,5 °C
 
 Q1= mbéquer . Cvidro . ∆T
 Q1= 190,11g . 0,2 cal/g ̊C .2,5 ̊C
 Q1= 95,05 cal 
2.3) 
Q2= mH2O.CH2O. ∆T
 Q2= 200g. 1,0 cal/g ̊C. 2,5 ̊C
 Q2= 500 cal
2.4)
Q3 = Q1 + Q2
 Q3 = (95,05 + 500) cal
Q3 = 595,05 cal 
2.5) 
 nb--------Q3
1 mol ------- QT 
0,05 mol --------595,1 cal 
 1 mol -------- QT
QT= 11901 cal 
2.6) Considerando 1cal= 4,18 J
∆H = - Qr 
∆H = -11901 cal . 4,18 J 
∆H = - 49746,87J
∆H = - 49,74 kJ 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(l) + H2O(l)
OBS: o béquer utilizado foi o de 600 mL, pois não haviam menores .
CONCLUSÃO 
Quando uma reação química se realiza á pressão constante, a quantidade de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação da entalpia do sistema. Isso é chamado usualmente de calor de reação, é representado por ΔH, e seu sinalindica se a reação é endotérmica (absorve calor) ou exotérmica (libera calor). 
O preparo de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) em água ocorre com desenvolvimento de energia térmica e consequente aumento de temperatura, indicando tratar-se de um processo de natureza exotérmica.
Na reação de neutralização entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio requere-se energia exotérmica e a quantidade de calor liberada no processo é dependente da estrutura dos reagentes. Comparando-se o resultado encontrado e o valor tabelado de entalpia de neutralização de uma base forte por um ácido forte, pode-se concluir que os valores são muito próximos, indicando relativa exatidão no experimento realizado. Algumas diferenças entre estes valores podem ser atribuídas à alguma pequena liberação de energia pelo calorímetro.
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 2 v. 
CHANG, R.; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.