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Universidade Federal de Viçosa Centro de Ciências Exatas Departamento de Química QUI 150 – Físico-Química I Calor de Solução e Neutralização (Prática 10) Álisson Gabriel de Oliveira – 77939 Gabryelle Lima Silva - 86264 Viçosa, novembro de 2017 1. INTRODUÇÃO Calor de solução ou entalpia de solução ( é a variação de energia que ocorre quando um mol de substância iônica se dissolve em uma determinada quantidade de solvente, à pressão e temperatura constantes. Essa energia depende das magnitudes relativas às forças de atração entre as partículas do soluto, entre as partículas do solvente puro, e entre as partículas do solvente e do soluto, quando já em solução. O solvente mais utilizado nesse processo é a água. Por exemplo: X + nAq X.n Aq HCl (g) + 10 Aq HCl .10Aq J/ mol) HCl (g) + 200 Aq HCl .200Aq J/ mol) HCl (g) + ∞Aq HCl . ∞Aq ∞J/ mol) ∞ : entalpia de solução à diluição infinita ( tende a um limite constante) Adicionando-se mais solvente a uma solução já preparada, o calor resultante (passa a ser um calor de diluição, extraído das vizinhanças do sistema. Neste caso, considera-se então que o solvente tem entalpia nula. Uma outra medida importante, muito usada na definição de entalpias parciais molares, é o calor diferencial de solução, e diz respeito ao calor liberado ou absorvido no processo de dissolução de um mol de soluto em uma quantidade muito grande de solução de concentração conhecida. Nesta situação, a variação da concentração é muito pequena ou praticamente nula. Experimentalmente é quase impossível medir o calor diferencial de solução. A entalpia de neutralização ou calor de neutralização é o calor envolvido na reação de um mol de ácido com um mol de base em solução aquosa à 25 oC e 1 bar de pressão (1 atm), produzindo caracteristicamente ao final água e sal. Por exemplo: HCl + aq Cl-(aq) + H+(aq) NaOH + aq Na+(aq) + OH-(aq) . Partindo dessas soluções, a reação de neutralização pode ser descrita como: Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Cl-(aq) + Na+(aq) + H2O , ou, simplesmente, H+(aq) + OH-(aq) H2O neutraliz. -55,835 kJ/mol Para reações entre ácidos fortes (HCl, HNO3, H2SO4) e bases fortes (NaOH, KOH), o da reação de neutralização é constante, e vale aproximadamente -55,835 kJ/mol, independendo, assim, da natureza dos reagentes. Esse resultado decorre da completa ionização tanto do ácido e da base quanto do sal formado, em solução, traduzindo em um calor de neutralização numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados (são fracos) o calor de neutralização assume valores diferentes. Como nesse processo há absorção de calor durante a dissociação dos reagentes, o calor de neutralização é inferior a 55,835 (KJ/mol). A neutralização é considerada a partir de dois processos sucessivos: HA(aq) H+(aq) + A-(aq) H+(aq) + OH-(aq) H2O No caso do ácido acético (CH3COOH), que é um ácido fraco, parte das moléculas não se encontra dissociadas: CH3COOH + aq CH3COOH(aq) Em presença de uma solução aquosa de uma base forte, como o NaOH, a reação de neutralização pode ser descrita como CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) CH3COOH(aq) + OH -(aq) CH3COO-(aq) + H2O H+(aq) + OH-(aq) H2O O calor liberado nessa reação pode ser calculado então como a diferença entre a energia liberada na combinação dos íons hidróxido e hidroxila e o calor consumido para ionizar as moléculas de ácido, diminuindo então o calor de neutralização: Ho neutralização. = Ho ionização + (- 55,835 KJ/ mol) As variações de entalpia durante reações de neutralização podem ser determinadas ao aplicar conhecimentos simples de calorimetria. Em um calorímetro isolado adiabaticamente, o calor liberado durante a neutralização, H, é igual à quantidade total de calor recebida pelos produtos da reação, Qp, e pelo calorímetro, Qc de modo que H = Qp + Qc = Q A quantidade total de calor, Q, por sua vez, pode ser medida pela elevação da temperatura do sistema durante o processo. Sendo Cc a capacidade calorífica do calorímetro, temos que a capacidade calorífica do sistema é: C = Cc + (m1c1)acido + (m2c2)base Onde m e c são respectivamente, a massa e o calor específico do ácido e da base. Para soluções diluídas, o calor específico é aproximadamente igual ao calor específico da água, isto é, c =1 cal/g.oC . Sendo a massa dos produtos igual à massa dos reagentes: C = Cc + (m1 + m2) c Pelo Princípio da Conservação de Energia, pode-se determinar a entalpia de neutralização de cada ácido: Qliberado = Q absorvido Ho neutralização. = C n Sendo a variação de temperatura durante o processo e n o número de moles de ácido neutralizado. 2. OBJETIVOS Determinar experimentalmente o calor de solução de um soluto, e os calores de neutralização de um ácido forte e outro fraco. 3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1 REAGENTES E EQUIPAMENTOS Calorímetro; Béquer de 100, de 250 e de 600 mL; Balança com precisão de 0,002 g; Bastão e espátula; Proveta de 100 ml; Vidro de relógio; Termômetro; Solução de NaOH 0,5M; Solução de HCl 0,5M; Solução de CH3COOH 0,5M; Hidróxido de sódio. 3.2 PROCEDIMENTO PARTE I: Calor específico do calorímetro Pesagem do béquer de 250 mL do calorímetro (parte interna) e registro de sua massa (mc) Adição de 100 mL de água a temperatura ambiente ao calorímetro (m2) e registro da temperatura de estabilização do sistema (T2). Pesagem de 50 mL de água fria (m1), e adicioná-la ao béquer de 100 mL para resfriamento (banho de gelo), até atingir uma temperatura próxima à de fusão do gelo. Registro dessa temperatura (T1) e a sua rápida adição ao calorímetro. Fechamento do calorímetro e agitação do sistema. Esperar atingir o equilíbrio térmico (Te); registro da medida. PARTE II: Calor de Solução PARTE III: Calor de Neutralização 4. DADOS OBTIDOS E CALCULADOS Dados Gerais: Temperatura ambiente: 250C Temperatura ambiente da água: 230C Calor específico do calorímetro (dado teórico): 0,5 cal/(gºC) PARTE I: Dados: m1 (água fria) = 50,3g Adição de 100 mL de água no calorímetro a temperatura ambiente e registro dessa temperatura. Pesagem de 4 a 6 lentilhas de hidróxido de sódio e rápida transferência delas para o calorímetro. Limpeza do material utilizado anteriormente e secagem com papel poroso. Medição de 100 mL da solução de NaOH (0,5M) e sua transferência para o calorímetro, registrando a temperatura. Medição de 75 mL da solução de HCl (0,5M). Adição do ácido à base o mais rápido possível e fechamento do calorímetro. Agitação e registro da temperatura a cada 30 segundos, até atingir o equilíbrio térmico. Repetição do experimento utilizandoácido acético (0,5M) e a mesma base. Agitação do sistema e registro da máxima temperatura atingida. m2 (água ambiente) = 101,1g mc (calorímetro) = 113,4g T equilíbrio = 18 0C T água fria = 5 0C ΔT1 = T equilíbrio - T água fria ΔT2 = T ambiente – T equilíbrio Pelo processo de conservação de energia, temos: |Q absorvido| = |Q cedido| |Q água fria | = |Q água ambiente| + |Q calorímetro| |m1c1ΔT1| = |m2c2ΔT2| + |mcccΔT2| [50,3 x 1 x (18 – 5)] = [101,1 x 1 x (23 – 18)] + [113,4 x cc x (23 – 18)] 653,9 = 505,5 + 567* cc cc = 0,26 cal/g 0C Cálculo do erro relativo do calor específico do calorímetro: E = || || covalorteóri covalorteóritradovalorencon E = 5,0 5,026,0 x 100 = 48% Cálculo da capacidade calorífica: Cc = mc x cc Cc = 113,4 x 0,26 = 29,48 cal/ºC PARTE II: Dados: ma (água ambiente) = 101,1g mc (calorímetro) = 113,4g cc = 0,26 cal/g 0C T máxima = 27,5 0C ΔT = T máxima – T ambiente |Q cedido| = |Q absorvido| |ΔHsolução| = | mcccΔT| |ΔHsolução| = |113,4 x 0,26 x (27,5 – 23) |ΔHsolução| = 132,7 cal 132,7 cal ---------- 1,37g de NaOH X ------------ 40,01 g de NaOH ----------- 1 mol X = 3875,42 cal por mol PARTE III: Dados: mc (calorímetro) = 113,4g cc = 0,26 cal/g 0C c = 1 cal/g 0C (considerado para soluções diluídas) V NaOH (0,5M) = 100 ml V HCl (0,5M) = 75 ml ρNaOH = 1,02 g/ ml [1] ρHCl = 1,26 g/ ml [2] ρacético = 1,0 g/ ml [3] C = n/V 0,5 = n/0,075 n = 0,038 Para o ácido clorídrico: T equilíbrio = 28,5 0C T máxima = 29,8 0C ΔT = T máxima – T equilíbrio m1 = m NaOH (0,5M) = 101,8 g m2 = m HCl (0,5M) = 75,4 g C = Cc + (m1 + m2) x c C = mccc + (m1 + m2) x c C = (113,4 x 0,26) + [(101,8 + 75,4) x 1) C = 206,7 cal/ 0C |Q cedido| = |Q absorvido| |ΔH neutral| = n TC || |ΔH neutral| = |206,7 x (29,8 - 28,5)| 0,038 |ΔH neutral| = 7071,32 cal/mol Para o ácido acético: T equilíbrio = 28 0C T máxima = 29,2 0C ΔT = T máxima – T equilíbrio m1 = m NaOH (0,5M) = 101,8 g m2 = m acético (0,5M) = 75,7 g C = Cc + (m1 + m2) x c C = mccc + (m1 + m2) x c C = (113,4 x 0,26) + [(101,8 + 75,7) x 1) C = 207,1 cal/ 0C |Q cedido| = |Q absorvido| |ΔH neutral| = n TC || |ΔH neutral| = |207,1x (29,2 - 28)| 0,038 |ΔH neutral| = 6540 cal/mol Cálculo do erro relativo das massas: - Massa do HCl: m = ρHCl x V = 1,26 x 75 = 94,5 g E = 5,94 75,4 - 94,5 x 100 = 20,2% -Massa do NaOH: m = ρNaOH x V = 1,02 x 100 = 102g E = 102 8,101102 x 100 = 0,2% - Massa do ácido acético: m = ρacético x V = 1 x 75 = 75g E = 75 757,75 x 100 = 0,9% TEMPERATURA REAGENTE TEMPO (s) 0 30 60 90 120 150 180 NaOH + HCl 29,80C 29,10C 28,50C 28,50C 28,50C 28,5ºC 28,5ºC NaOH + Acético 29,20C 28,70C 28,40C 280C 280C 280C 280C Tabela 1- Temperatura até atingir a temperatura de equilíbrio Figura 1 - Tempo x Temperatura da reação NaOH + HCl . Figura 2 - Tempo x Temperatura do NaOH e do Ácido Acético 5. DISCUSSÃO E CONCLUSÃO Os correspondentes calores de solução e de neutralização foram obtidos a partir dos dados coletados por intermédio do calorímetro adiabático e das equações recorrentes. Os erros experimentais atestados durante todo o processo são provenientes de inúmeras fontes, tais como os humanos (manipulação de instrumentos, visualização das medidas), sistemáticos e acidentais (desconhecidos em valor e que ocorrem circunstancialmente por descuido do operador) são os principais responsáveis pelos respectivos erros relativos de 20,2%, 0,2% e 0,9% para as massas de HCL, NaOH e Ácido Acético, respectivamente e de 48% para o calor específico do calorímetro. Além disso, os erros de precisão dos instrumentos - também chamados de erros absolutos - são determinantes para a discrepância reconhecida nos resultados, sendo eles iguais a + 0,001g, + 0,05 ml, + 0,5 mmHg e + 0,050C, provenientes da balança, da pipeta, do manômetro e do termômetro respectivamente. Atestamos após todo o procedimento empírico que o calor de neutralização envolvido na reação do HCl é superior quando comparado ao do ácido acético, sendo justamente explicado pelo fato do grau de dissociação do primeiro ser maior do que o do segundo. Consecutivamente, como o ácido acético é tipicamente fraco, parte do calor é absorvido para a sua dissociação. Esse experimento simples permite fazer uma viável aproximação para os valores reais de calor liberados nas reações, desde que os erros sejam reduzidos ao se desempenhar análises e manipulações criteriosas. BIBLIOGRAFIA [1] Encontrado em: http://dequim.ist.utl.pt/ebi/SPD/SPDes_prob1_a.pdf Acessado em: Novembro de 2017; [2] Encontrado em: http://www.generationcp.org/capcorner/chile_wksp_2005/manuals/manual_05.pdf Acessado em: Novembro de 2017; [3] Encontrado em: http://www.portalimpacto.com.br/docs/00000ThomasVestF3Aula13Titulo.pdf Acessado em: Novembro de 2017; [4] Encontrado em: http://w3.ufsm.br/juca/fsc310r1_2003_1.htm Acessado em Novembro de 2017; [5] Castellan, G. W. Físico-Química I. Rio de Janeiro: Ao livro Técnico, 1992. [6] Caderno de Aulas Teóricas, Parte 1: Físico Química, Prof: Germam Enrique Cares Cuevas.
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