relatorio 3 entropia e entalpia do ácido benzoico

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Físico-Quimica Experimental 
ENTROPIA E ENTALPIA DO ÁCIDO BENZÓICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Santo André 
2017 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO .............................................................................................................................. 3 
2. OBJETIVOS .................................................................................................................................. 4 
3. MATERIAIS E METODOLOGIAS .............................................................................................. 4 
3.1. Materiais e Reagentes ......................................................................................................... 4 
3.2. Procedimento experimental ................................................................................................ 5 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................................. 5 
4.1. Determinação da solubilidade do ácido benzoico ........................................................... 6 
5. CONCLUSÃO ............................................................................................................................. 10 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................................ 11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
O calor de dissolução representa a variação de entalpia que resulta da formação 
de uma solução de concentração específica, a partir de 1g/mol do composto, e o 
número de g/mol de água liquida. Com estes dados pode calcular-se o calor total de 
formação de uma substância dissolvida. (HIMMELBLAU; DAVID, 1984) 
 O estudo de medição do calor de dissolução indica que há dois calores de 
dissolução, sendo o calor integral e o calor diferencial. O calor integral de dissolução 
define-se como o valor absorvido ou libertado quando um mol de soluto se dissolve 
numa quantidade adequada de solvente para obter uma dissolução de determinada 
concentração. O calor diferencial de dissolução pode-se representar 
matematicamente por 
 
 
, e define-se como calor absorvido quando um mol de 
soluto se dissolve numa quantidade de dissolução tal que não produza modificação 
apreciável da concentração. (HOUGHEN, WATSON, RAGATZ; 1984) 
 Desta forma, o calor total de uma determinada mistura é possível ser 
verificado experimentalmente. Denomina-se calor de solução a variação de energia, 
quando uma substancia dissolve a outra, sendo assim o próprio calor de dissolução. 
 Na condição de saturação entre solução e soluto, a condição de equilíbrio 
comporta-se da seguinte maneira: 
 ( ) 
Onde x2 é a fração molar do soluto na solução saturada e, portanto, a solução do 
soluto (S) expressa em termos de fração molar. Se a solução for ideal, pode-se 
utilizar a seguinte relação: 
 ( ) 
 
 
 
Rearranjando a equação (2), a seguinte expressão (3) para a solubilidade é obtida: 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
Supondo que 6H°é constante as temperaturas T1 e T2, a equação pode ser 
facilmente integrada entre estes limites. Ou seja, a variação de entalpia no processo 
de dissolução de uma solução para compor uma solução saturada é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A influência da temperatura na solubilidade pode ser compreendida à luz do 
princípio de Le Chatelier. Ao considerar uma solução saturada, em equilíbrio com 
excesso de soluto (corpo de fundo), ao fornecer calor ao sistema, o equilíbrio irá se 
deslocar na direção que absorve calor. 
Bem, se a dissolução for um processo endotérmico, que ocorre devido à 
absorção de calor, como no caso da dissolução do sal de cozinha (cloreto de sódio, 
NaCl), a absorção de calor implica em deslocamento do equilíbrio para a direita. 
Com isso, aumenta a massa de cloreto de sódio na fase aquosa, ou seja, sua 
solubilidade aumenta com a temperatura. 
Por outro lado, se a dissolução for um processo exotérmico, que libera calor, 
como é o caso da dissolução do hidróxido de sódio (NaOH), o aumento da 
temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda. A solubilidade, nesse caso, 
diminui com o aumento da temperatura. 
2. OBJETIVOS 
 
O objetivo deste experimento é determinar o calor de dissolução do ácido 
benzoico a partir de sua solubilidade em solução aquosa de NaOH a diferentes 
temperaturas. Além de determinar se o processo é exotérmico ou endotérmico. 
3. MATERIAIS E METODOLOGIAS 
 
3.1. Materiais e Reagentes 
 
 Ácido benzoico (C7H6O2);  Hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 
mol/L; 
5 
 
 Solução de fenolftaleína 
(C20H14O4); 
 1 bureta de 10 mL; 
 1 pipeta graduada de 10 mL; 
 6 erlenmeyers de 125 mL; 
 1 béquer de 50 mL; 
 1 recipiente para banho de gelo; 
 Bagueta; 
 Água destilada; 
 Termômetro; 
 Suporte universal; 
 Banho termostatizado; 
 Gelo. 
 
3.2. Procedimento experimental 
 
A solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L já estava preparada, assim como as 6 
soluções de ácido benzoico utilizadas no experimento. Uma das soluções de 
ácido benzoico foi mantida em banho de gelo, para manter-se a temperatura de 
20°C, enquanto as outras soluções foram colocadas em banho termotizado a fim 
de atingir as temperaturas de 30°C, 40°C, 50°C, 60°C e 70°C. Mantiveram-se as 
soluções de ácido benzoico em banho termotizado por 10 min, sendo agitadas 
com o auxilio de uma bagueta, até atingir o equilíbrio da reação. 
Em seguida, com o auxilio de uma pipeta, foi retirada uma amostra de 10 ml 
do sobrenadante da solução saturada de ácido benzoico. 
Após retirar a solução, a mesma foi transferida rapidamente para um 
erlenmeyer de 125 ml, já contendo 50 ml de água destilada para diluição. Após a 
diluição foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína, usada com indicador e 
titulou-se a solução de NaOH 0,1 mol/L. 
Em seguida, o mesmo procedimento foi repetido com as soluções a 40°C, 
50°C, 60°C, 70°C e 20°C. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Para um resultado mais preciso na determinação do calor de dissolução 
utilizou-se seis variações de temperaturas de 10K entre elas (293,15K, 303,15K, 
313,15K, 323,15K, 333,15K, 343,15K) com suas respectivas duplicatas. Os 
valores para o volume gasto de NaOH (0,1M) nas titulações, a concentração 
(mol. L-1) a cada temperatura, assim como a respectiva solubilidade foram 
6 
 
tabelados. A partir desses dados, pode-se calcular o Ln S e plotar o gráfico em 
razão do inverso da temperatura. 
 Por fim, calculou-se a inclinação da reta, a fim de calcular a variação de 
entalpia do calor de dissolução do ácido benzoico. 
 
4.1. Determinação da solubilidade do ácido benzoico 
 
Para determinar a solubilidade da amostra temos a seguinte equação (5): 
 
 
 
 
 
 
No entanto, deve-se calcular a massa do soluto que efetivamente reagi com 
hidróxido de sódio (0,1M). Para cálculo da massa de soluto, deve-se 
primeiramente saber o número e mols de NaOH presente em cada amostra. 
Através da equação (6) pode-se determinar o valor para cada titulação. 
 
 
 
 
 
 Pela estequiometria, temos uma reação 1:1, logo o número de mols de 
hidróxido sódio é igual ao de ácido benzoico. 
 
 
 
 Através do numero de mols do ácido benzoico, pode-sedeterminar a massa 
do ácido em cada amostra, através da equação (7). 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 Conforme os valores obtidos de massa do ácido benzóico, pode-se então 
calcular o valor de solubilidade de cada amostra, conforme Tabela 1. 
 
Massa de ácido bezoico Gramas de solvente 
 Solubilidade 100 g de solvente 
 
 
Tabela 1 - Valores para determinação da solubilidade do ácido benzoico em cada amostra. 
Temperatura 
(°C) 
Temperatura 
(K) 
Volume de 
NaOH 
necessário 
na 
titulação 
(mL) 
Volume de 
NaOH 
necessário 
na 
titulação 
(L) 
Mols de 
ácido 
benzoico 
Massa 
de ácido 
benzoico 
(g) 
 
Solubilidade 
(g soluto/ 
100g 
solvente) 
70 343,15 9,85 0,00985 9,75x10-4 1,09x10-4 1,09x10-3 
60 333,15 6,93 0,00693 6,86x10-4 7,69x10-2 7,69x10-4 
50 323,15 4,05 0,00405 4,01x10-4 4,50x10-2 4,50x10-4 
40 313,15 2,85 0,00285 2,82x10-4 3,16x10-2 3,16x10-4 
30 303,15 1,0 0,0010 9,90x10-5 1,11x10-2 1,11x10-4 
20 293,15 0,70 0,00070 6,93x10-5 7,77x10-3 7,77x10-5 
 
 Com os valores definidos de solubilidade, pode-se calcular o Ln S para as 
amostras. 
 
 
 
Temperatura (K) Solubilidade (g 
soluto/ 100g 
solvente) 
Ln S 1/T (K-1) 
343,15 1,09x10-3 -6,8215 0,0029 
333,15 7,69x10-4 -7,1704 0,0030 
323,15 4,50x10-4 -7,7063 0,0031 
313,15 3,16x10-4 -8,0598 0,0032 
8 
 
303,15 1,11x10-4 -9,1060 0,0033 
293,15 7,77x10-5 -9,4627 0,0034 
 
Através dos dados da Tabela 2, pode-se então plotar o gráfico disponível na Figura 
1. 
 
Figura 1 - Variação do logaritmo natural da solubilidade em função do inverso da 
temperatura. 
 
Para determinação do , utilizamos a equação (8), que refere-se a 
equação (4) de maneira mais simples: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Onde o valor de R equivale a 8,314 J.mol-1.K-1 
 
 
 
 
 
 
y = -5533,2x + 9,3752 
R² = 0,9721 
-10
-9,5
-9
-8,5
-8
-7,5
-7
-6,5
-6
0,0028 0,0029 0,003 0,0031 0,0032 0,0033 0,0034 0,0035
ln
 S
 
1/T (K) 
9 
 
Pode-se analisar que pelo valor da 
 trata-se de 
uma reação endotérmica, ou seja, (ΔH >0), onde pode ser observado através dos 
dados ao longo do relatório, 
Existem fatores que também podem ter influenciado na obtenção desse valor 
de calor de dissolução. Dentre eles pode-se citar o tempo de transferência entre os 
líquidos, base e ácido, a cristalização muito rápida da solução de ácido benzoico 
dentro da pipeta, o tempo de transferência do ácido para dentro do erlenmeyer, o 
volume das soluções e as vidrarias por não estarem calibradas. Para a correção 
desses possíveis erros, seria necessária maior rapidez no momento da transferência 
da solução ácida para o erlenmeyer, termômetros mais precisos, maior precisão nos 
volumes das soluções. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Após determinar alguns parâmetros experimentais foi possível realizar o 
cálculo da fração molar do ácido benzoico na alíquota para posterior cálculo do 
coeficiente angular da reta através da equação de Van’t Hoff. 
Dessa forma, o objetivo da aula foi atingido e os erros obtidos podem ser 
provenientes de eventuais erros na leitura do ponto de viragem durante a 
titulação, entre outros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W.; JONES, L. Principios da Química – 3ª edição. Editora Bookman. São 
Paulo,2006. 
HIMMELBLAU, M. DAVID. Engenharia Química Principios e Cálculos. Editora 
Prentice – Hall do Brasil 4ª edição, Rio de Janeiro,1984. 
HOUGHEN, A. Olaf, WATSON, M. Kenneth, RAGATZ, A. Roland; Princípios dos 
Processos Químicos – I parte – Balanços Materiais e Energéticos; Livraria Lopes da 
Silva – Editora, 1984.