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QUÍMICA EXPERIMENTAL II RELATÓRIO DA 2ª AULA PRÁTICA TERMOQUÍMICA Aluno: Pafeu Nazário da Silva Semestre/turma: 2º / 2017.1 Data da realização da prática: Professor: Danilo Jose Coura Gomes Paulistana - PI 2017 INSTITUTO REDERAL DO PIAUÍ – IFPI CAMPUS PAULISTANA Autor (es) Jaciane da Silva Aquino Jardilane Carvalho Veloso Leonardo Clementino dos Santos Pafeu Nazário da Silva Relatório de aula prática apresentado como requisito para a disciplina de química experimental Il, do curso de licenciatura em química do Instituto Federal do Piauí campus Paulistana. Orientador: prof. Dr. Danilo J.C. Gomes Paulistana – PI 2017 SUMÁRIO 1. INTRODUÇÃO ..................................................................................... 4 2. OBJETIVOS ......................................................................................... 7 2.1. GERAL ................................................................................................. 7 2.2. ESPECIFICOS ..................................................................................... 7 3. PARTE EXPERIMENTAL .................................................................... 7 3.1. REAGENTES ....................................................................................... 7 3.2. MATERIAIS .......................................................................................... 8 4. METODOLOGIA .................................................................................. 8 4.1. PARTE 1 - ENTALPIA DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTANCIAS SÓLIDAS ............................................................................................................. 8 4.2. PARTE 2 – ENTALPIA DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ....... 9 4.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS (ALUMÍNIO COM NAOH)........... .................................................................................................... 11 5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ....................................................... 12 5.1. ENTALPIA DAS REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS ........................................................................................................... 12 5.2. DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ........................................... 13 5.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS - ALUMÍNIO COM NAOH........ ......................................................................................................... 13 6. CONCLUSÕES .................................................................................. 14 7. BIBLIOGRAFIA ................................................................................. 15 8. ANEXOS ............................................................................................ 15 8.1. EXERCÍCIOS ..................................................................................... 15 4 1. INTRODUÇÃO O meio a qual estamos inseridos, atualmente, é um produtor constante de energia. E toda a sociedade contemporânea é dependente dessa produção de energia, por menores que seja a sua falta acarretaria na falta de confiança, tanto dos indivíduos, como também, do mercado financeiro (BROWN, 2005). Podemos citar como exemplos os cortes repentinos de energia elétrica, insuficiência no volume disponível de gasolina ou, até mesmo, nos aumentos exorbitantes do preço dos derivados do gás natural usados nas residências e empreendimentos alimentícios. Boa parte da energia produzida e que utilizamos no dia-a-dia se originam a partir de reações químicas, um carro se locomovendo por uma rodovia realiza a queima de combustíveis fosseis, um equipamento eletroeletrônico funciona também através das reações químicas que acontece em baterias, nos alimentamos para que nosso organismo possa transformar os nutrientes dos alimentos em energia obedecendo às etapas de digestão, oxidação e, em seguida, processo de oxirredução conhecido como ATP. O estudo das transformações da energia de uma forma para outra é chamada de termodinâmica, ela está voltada para preocupação com o acompanhamento das variações de energia, e torna capaz a realização do cálculo da quantidade de calor que uma reação produz (ATKINS, 2012). Calor e trabalho são dois conceitos fundamentais da termodinâmica, nos tempos antigos o calor era conhecido como um fluido chamado calórico que era capaz de se transferir de uma substância quente para uma mais fria, está tese foi proposta pelo francês e então engenheiro Sadi Carnot que colaborou com os estudos iniciais sobre a termodinâmica, porém, o trabalho em forma de calórico ficou apenas como mito, pois 25 anos após Carnot ter apresentado sua teoria o físico inglês James Joule conseguiu demostrar que calor e trabalho são duas formas de energia. Podemos questionar então de onde vem essa energia: e realizando uma simplificação na resposta remetemo-nos a dizer que a energia liberada estava contida nos reagentes e que em seguida foi liberada quando eles se transformaram nos produtos. Com isso, portanto, cada substância deve possuir uma certa quantidade de energia, na química essa energia é chamada de entalpia representada pela letra (H), mas não se conhece nenhum método de determinar o conteúdo de energia de uma substância, na realidade o que podemos mensurar é a variação da entalpia (∆H) de um processo utilizando calorímetros, essa variação representa a porção de energia 5 liberada ou absorvida durante o processo, sendo realizado à pressão constante (USBERCO; SALVADOR, 2010). Os processos onde há liberação de calor são chamados exotérmicos (Exo- é um prefixo que significa ¨para fora¨) e a entalpia dos produtos (HP) é menor que a entalpia dos reagentes (HR). Podemos então demostrar o esquema graficamente: Imagem disponível em: https://goo.gl/z4YUxF Durante um processo exotérmico como, por exemplo, a combustão da gasolina o calor flui para fora do sistema em direção a sua vizinhança. Nas reações endotérmicas (Endo- é um prefixo que significa ¨para dentro¨ o que acontece é a absorção do calor pelo sistema e a entalpia dos reagentes (HR) é menor que a entalpia dos produtos (HP). Logo abaixo o gráfico demonstra como ela acontece: Imagem disponível em: https://goo.gl/VVqo43 No processo endotérmico podemos usar a fusão do gelo como exemplo o calor flui da vizinhança para o sistema. Se nós, como parte da vizinhança, tocarmos 6 o recipiente no qual o gelo está derretendo, o mesmo nos passa a sensação de frio porque o calor passou de nossas mãos para o recipiente. Também é necessário que se fale nos processos adiabáticos que na termodinâmica são as ocasiões onde não há transferência de calor entre o universo e o sistema. Situações como essa são bastante comuns em sistemas insolados como exemplo de uma garrafa térmica ou processos muito rápidos onde não há tempo de haver troca de calor entre o sistema e o meio. Nesse caso o Q é igual a zero e a ∆U é igual ao trabalho realizado. Na dissolução dos sais os compostos iônicos são dissolvidos em um solvente qualquer, as atrações entre as cargas opostas positivas e negativas entre os íons no cristal devem ser superadas perturbando as relações solvente-solvente e alterando sua estrutura nas proximidades desses íons. A entalpia de dissolução influencia significativamente a capacidade de um sal sofrer dissolução de um dado solvente à pressão constante (GOMES, 2017). A entalpia reticular e responsávelpela dissociação dos íons do reticulo cristalino é uma maneira desfavorecida no que diz respeito à energia. Por fim a entalpia de solvatação, sendo o mesmo um processo energicamente favorável, se contraria em alguns casos por não ser satisfatório em superar as forças atrativas entre os íons no cristal. Tendo em vista essas definições descritas acima podemos notar que a energia reticular é superada pela entalpia de solvatação e as soluto-soluto e solvente-solvente possuem menores intensidades que a soma das interações soluto- solvente. Sendo assim a entalpia de dissolução exotérmica será negativa havendo aumento de temperatura, além disso, nessas condições os processos tendem a ser espontâneos. Nas dissoluções endotérmicas o composto iônico dissociado em água será positiva levando em conta que a energia de solvatação será insuficiente para ultrapassar o poder atrativo entre os íons, nesse viés torna-se necessário a realização de trabalho para separa-los, sendo necessário o gasto de energia do próprio sistema observando, assim, a diminuição de temperatura. Se o valor da variação da entalpia de solvatação torna-se muito positiva e a entropia do sistema não conseguir alcança-la o composto iônico será insolúvel. Tendo inicio na época da revolução industrial, no continente europeu, em que as relações entre calor, trabalho e conteúdo energético de combustíveis foram amplamente estudadas com intuito de maximizar os desempenhos de maquinas movidos a vapor. Atualmente a termodinâmica e tem importância significativa 7 também nas áreas de engenharia e ciências (SANT’ANNA, 2010). Na química ela tem notória importância no âmbito de identificar e explicar as trocas de calor e o trabalho que as reações entre os vários compostos produzem nas suas interações. 2. OBJETIVOS 2.1. GERAL Analisar as variações de entalpia das reações de dissolução dos sais, reações de neutralização envolvendo soluções de alguns ácidos e uma solução de uma base forte, como também, a de reações heterogenias. 2.2. ESPECIFICOS Determinar as variações de temperatura que ocorrem em cada uma das reações envolvendo sais, soluções ácidas e as heterogenias. Definir quais das reações apresentam características exotérmicas, endotérmicas. Identificar como ocorrem as reações de neutralizações entre ácidos fortes e bases fortes Observar as mudanças físicas de estado nas reações heterogenias 3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1. REAGENTES 3.1.1. parte 1 – entalpia de hidratação de substancias sólidas Acetato de amônio C2H7NO2; Cloreto de sódio NaCl; Cloreto de potássio KCl; Cloreto de amônio NH4Cl; Tiossulfato de sódio Na2S2O3; Sulfeto de estrôncio SrS; Água destilada H2O. 3.1.2. parte 2 – entalpia das reações de neutralização Ácido clorídrico HCl 1,0 mol/L Ácido sulfúrico H2SO4 1,0 mol/L 8 Ácido nítrico HNO3 1,0 mol/L Hidróxido de sódio NaOH 1,0 mol/L 3.1.3. parte 3 – entalpia de reações heterogenias Lamina de alumínio (papel alumínio); Hidróxido de sódio NaOH 10%. 3.2. MATERIAIS Balança analítica; Balão volumétrico 50 ml; Becker 25 ml; Becker 50 ml Becker 400 m; Capela; Conta gotas; Cronômetro; Espátulas; Estante para tubos de ensaio; Fita crepe; Pipeta 10 ml; Pipetador; Pisseta; Termômetro (grad. -10 à 100 °C); Tubos de ensaio; Vidro de relógio. 4. METODOLOGIA 4.1. PARTE 1 - ENTALPIA DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTANCIAS SÓLIDAS Inicialmente foram feitos os cálculos para determinação das massas que cada composto utilizado na experimentação por meio da formula que indica a quantidade de matéria (n, em mol) dada por: n = m/MM 9 Onde “m” é a massa do sal que é necessária para pratica e “MM” é a massa molar do composto que foi utilizado. Obteve-se então para: Acetato de amônio C2H7NO2 → n = m/MM → 0,01 (mol) = m / 77 (g/mol) → m= 0,01 x 77 → m = 0,77 g. Obs: adotar a mesma estrutura de cálculo para as demais substâncias alterando apenas os valores das massas molares de cada sal. As massas obtidas de cada substância estão mensuradas na tabela abaixo: Substância Massa (g) C2H7NO2 0,776 NaCl 0,582 KCl 0,741 NH4Cl 0,536 Na2S2O3 * 5H2O 2,485 SrSO4 1,837 Após a determinação matemática da massa de cada substância foram executadas as determinações físicas de cada sal com o auxilio da balança analítica. Estando todas as amostras do sal preparadas foi adicionado ao tubo de ensaio, um para cada amostra do sal, 3,0 ml de água destilada tendo o cuidado para não haver aquecimento da agua por meio da troca calor entre as mãos e tubo com água, o termômetro foi inserido em seguida determinou-se a temperatura da água no tubo de ensaio, o procedimento se repetiu nas outras amostras. Tendo a temperatura se estabilizado retirou-se o termômetro foi colhida à temperatura, em seguida foi adicionado a massa do sal, pesada e reservada anteriormente, no tubo de ensaio agitando-o rapidamente de forma a dissolver o composto a mais rápido possível, o termômetro foi outra vez inserido até sua plena estabilização obtendo o valor da temperatura final da reação, processo que foi repetido em todas as outras substancias restantes. 4.2. PARTE 2 – ENTALPIA DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO Essa parte foi iniciada calculando-se o volume de cada um dos ácidos que foram usados no experimento, para tal determinação usou-se a equação abaixo: M x M = 1000 x d x ځ Onde: 10 M - molaridade M – massa molar da substância d – densidade da substância 1000 – 1,0 L da solução ﺝ - titulo da solução (%) Determinou-se então a molaridade inicial do acido clorídrico (HCl): M x 36,5(g/mol) = 1000 (ml) x 1,18 (g/cm3) x 37/100 → M = (10 x 1,18 x 37)/36,5 → M = 11,9 mol/L Obs.: a mesma estrutura de calculo foi utilizada na determinação da molaridade dos dois ácidos restantes. Com a molaridade inicial determinada os valares conhecidos foram lançados na segunda equação, mostrada abaixo: M1 x V1 = M2 x V2 Onde: M1 – molaridade inicial V1 – volume inicial M2 – molaridade final V2 – volume final Feito então as substituições dos valores na equação obteve-se: 11,9 (mol/L)x V1 = 1(mol/L) x 50 (ml) → V1 = 50 / 11,9 → V1 = 4,2 ml Com isso foi possível chegar ao valor necessário para preparar a solução de 1,0 mol de concentração do acido clorídrico (HCl). Obs.: a mesma estrutura de calculo foi usada para determinar a quantidade necessária dos demais ácidos utilizados, respeitando as especificidades técnicas de cada um deles. Os valores dos volumes obtidos dos ácidos estão na tabela abaixo: Substância Volume (ml) HCl 4,2 H2SO4 2,7 HNO3 3,2 A solução de hidróxido de sódio (NaOH) foi produzida a titulo (ﺝ) de 10 %, foi obtido, pois, o seguinte valor em massa da substância: 11 ﺝ = 10 % V1 = 100 ml 100 ml ----------- 10g M1 = 10 g 50 ml ------------- X → X = 50 / 10 → X = 5 g V2 = 50 ml M2 = ? .: M2 = 5 g Obtidos os valores necessários, foram produzidas as soluções usadas na experimentação e posteriormente adicionou-se 2,5 ml da solução do ácido clorídrico (HCl) em um tubo de ensaio e, em seguida, foi introduzido um termômetro para determinação da temperatura inicial da solução. Nota: caso o laboratório usado tenha um número reduzido de termômetros aconselha-se realizar um experimento por vez, evitando assim variação das temperaturas iniciais entre os intervalos das determinações. Após a estabilização da temperatura, seu valor foi anotado, retirou-se então o termômetrodo tubo de ensaio e foi adicionada a solução de hidróxido de sódio (NaOH) agitou-se o tubo e novamente foi inserido o termômetro colhendo assim a temperatura final da reação. Os mesmos procedimentos foram usados nas reações com ácido sulfúrico (H2 SO4), como também, no ácido nítrico (HNO3) 4.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS (ALUMÍNIO COM NAOH) Inicialmente foi pesada uma bolinha de 0,15 gramas aproximadamente e reservada, adicionou-se com o auxilio da pipeta 5,0 ml da solução de NaOH, a mesma usada na pratica anterior parte 2, em um tubo de ensaio, onde foi introduzido um termômetro para determinação da temperatura inicial da solução, após o termômetro se estabilizar foi colhida a temperatura da inicial da solução, adicionou- se, então, a amostra de alumínio (em forma de bolinha) reservada anteriormente, foi introduzido o termômetro novamente e fazendo uso do cronometro foram realizadas determinações das temperaturas resultantes da reação a cada ciclo de um minuto. 12 5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 5.1. ENTALPIA DAS REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS Substância Massa (g) ∆T Tf –Ti Observações (processo exotérmico ou endotérmico; resfriamento ou aquecimento do tubo) C2H7NO2 0,77 25 - 26 = -1 Endotérmico; resfriamento do tubo NaCl 0,58 23 – 25 = -2 Endotérmico; resfriamento do tubo KCl 0,74 17 - 24 = -7 Endotérmico resfriamento do tubo NH4Cl 0,53 22,5 - 25 = -2,5 Endotérmico; resfriamento do tubo Na2S2O3 1,58 15 - 25 = -10 Endotérmico; resfriamento do tubo SrSO4 1,83 24 - 25 = -1 Endotérmico; resfriamento do tubo Analisando a tabela acima pode-se notar uma diminuição da temperatura do sistema. A dissolução de um sólido acontece em duas etapas, a primeira delas é a quebra do retículo cristalino, onde as moléculas do sólido se atraem eletrostaticamente sendo formando assim aglomerados iônicos com grande organização e formas geométricas bem definidas, chamados retículos cristalinos. Quando a substância é inserida em um líquido para formar a solução, resulta na ruptura desse retículo. Para esse fenômeno acontecer é preciso que o sistema receba uma certa quantidade de energia, chamada de energia reticular (Hret). A energia global do sistema, nessa ocasião, será sempre positiva, tendo em vista que a entalpia final é maior que a inicial, com isso a temperatura do sistema diminui. A segunda etapa é a interação entre as partículas do soluto e do solvente. Do ponto de partida apenas da etapa anterior a temperatura das dissoluções deveria sempre diminuir, porém depois que as partículas dos sólidos são separadas acontece sua interação com as moléculas do solvente. Se esse solvente for água, acarretará uma hidratação em que o polo positivo da água (H+) interagem com os íons de carga negativa do soluto, da mesma forma que os íons positivos do soluto 13 interagem com o polo negativo da água (OH-). A liberação de certa quantidade energia e necessária para que essa interação aconteça, na química isso se chama entalpia de hidratação (Hhid). Perdendo calor a temperatura do sistema aumenta, a entalpia, então, torna-se negativa. Dessa forma o que vai indicar se a temperatura do sistema irá diminuir ou aumentar e a soma das entalpias reticular e de hidratação. Nesse caso a dissolução é considerada endotérmica, ou seja quando há diminuição da temperatura, quando a quantidade de energia absorvida for maior que a energia liberada como se pode notar nos dados acima. 5.2. DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO Reação ∆T Tf –Ti Observações (processo exotérmico ou endotérmico; resfriamento ou aquecimento do tubo) HCl + NaOH 27 – 23 = 4 exotérmico; aquecimento do tubo H2SO4 + NaOH 31 – 23 = 8 exotérmico; aquecimento do tubo HNO3 + NaOH 26 – 23 = 3 exotérmico; aquecimento do tubo Observando o quadro acima podemos notar um aumento na temperatura dos tubos caracterizando reações ocorridas entre um ácido, que libera o cátion H+ e uma base, que libera OH- as reações de neutralização são sempre exotérmicas liberando energia na forma de calor, a temperatura do sistema, em consequência, aumenta. Parte da energia dos íons e utilizada para formar as ligações que resultam nas moléculas de água, o restante da energia é liberada. Assim o valor da entalpia de neutralização será constantemente negativo. 5.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS - ALUMÍNIO COM NAOH TEMPO (m) TEMPERATURA ºC 0 23 1 23 2 23 3 28 4 31 5 33 14 6 54 7 70 8 79 9 72 10 68 Nesse processo experimental podemos observar as variações de temperatura ocorridas durante a reação do alumínio (A2) com a solução de hidróxido de sódio (NaOH). Percebe-se que nas determinações inicias a temperatura permaneceu constante, havendo mudança progressiva somente a partir do 3º até o 8º minuto, e, em seguida, a temperatura decaiu alguns graus. O alumínio usado que apresentava- se no estado sólido dissolveu-se completamente na solução de hidróxido de sódio formando uma solução homogênea de coloração escura. Vários tipos de reações, bem como, mudanças de estados físicos, há também variadas formas de entalpia. Algumas delas: entalpia de vaporização, fusão, formação, combustão entre outras mais. No caso desse processo experimental confrontamos com a chamada entalpia de mudança de estado físico, onde é engloba todas anteriormente citadas, nos mostra a energia necessária para que 1 mol de uma substância mude seu estado físico nas condições normais de temperatura e pressão. Na situação que a prática foi realizada, o que temos é a entalpia de fusão onde é necessária uma certa quantidade de energia para que 1 mol da substancia no estado sólido passe para o estado líquido. 6. CONCLUSÕES Foi possível concluir, portanto, que os processos que envolvem as características das reações químicas, no que diz respeito, a área de termodinâmica acontecem de duas formas, endotérmicas quando há absorção de calor do meio pelo o sistema resultando em uma diminuição da temperatura e exotérmica, quando o sistema libera calor ao meio obtendo um aumento da temperatura. Além disso foi possível identificar que os sais usados durante a prática resultaram em reações endotérmicas onde houve diminuição da temperatura final das reações, diferentemente das reações de neutralização, como também, a reação heterogenia onde apresentaram caráter exotérmico onde a temperatura final foi maior que a inicial, e essas acontecem de forma em que os íons de cargas positivas e negativas 15 interagem entre formando normalmente um sal e água correspondendo assim a neutralidade a que a água possui ph igual a 7 (neutro). Contudo foi possível compreender que entalpia é a energia que a molécula libera ou absorve quando as suas ligações químicas são rompidas e outras ligações são formadas, sendo que gasta-se energia para romper uma ligação e obtém- se energia na sua formação. 7. BIBLIOGRAFIA ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. BROWN, T. Química: A ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. USBERCO, J. Química: volume único. 8. Ed. São Paulo: Saraiva, 2018. FOGAÇA, J. Entalpia de Neutralização; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-neutralizacao.htm>. Acesso em 07 de janeiro de 2018. 8. ANEXOS 8.1. EXERCÍCIOS 1. Entalpia de solubilização de substâncias sólidas: 1. De acordo com a tabela que você preencheu ao longo do experimento, discuta a variação de temperatura observadanas séries: cloretos (NaCl, KCl e NH4Cl), nitratos (C2H7NO2) e sulfatos (SrSO4 e Na2S2O3). Em todas as séries realizadas foi possível notar a diminuição da temperatura final, caracterizando processos endotérmicos nos cloretos destacou-se a variação de temperatura com o cloreto de potássio (KCl) que obteve uma diferença de 7 ºC, os demais, ou seja, cloreto de amônio (NH4Cl) e o cloreto de sódio (NaOH) variaram entre 2 e 3 ºC. Entre os sulfetos o tiossulfato de sódio (Na2S2O3) atingiu os 10 ºC de diferença, enquanto o sulfato de estrôncio variou apenas 1ºC. Por fim, o único usado na pratica obteve a variação de 1 ºC durante a reação. 2. Coloque os cátions K+, Na+ e NH4+ em ordem crescente de sua entalpia de solubilização: 16 Na+ < NH4 + < K+ 3. Compare a diferença entre o calor de solubilização de um sal anidro e o correspondente sal hidratado (por exemplo, carbonato de sódio anidro e hidratado) e procure uma justificativa. Um sal anidro em termos técnicos significa que não há presença de água. Já o sal hidratado corresponde a admissão de moléculas de água, que não estava contida nele, nas suas redes cristalinas sólidas. Após a hidratação ele permanece sólido, por vez, ainda se encontrará no estado sólido, mas nesse momento é encontrado em sua estrutura cristalina moléculas de água entre as moléculas ou os íons da substância sólida inicialmente anidra. Nesse intervalo de tempo novas interações atrativas se formam entre as moléculas ou os íons da substância sólida anidra e a água, no mesmo momento em que algumas das interações íon-íon já existentes tornam-se mais vulneráveis por haver entre alguns pares dos íons moléculas de água. O processo de hidratação pode promover uma variação na estabilização do sistema e, em consequência alterando a energia potencial associada às interações intermoleculares no sistema, levando a liberação (∆Hhidr) = Qhidr < 0 calor é produzido na reação, na absorção (∆Hhidr) = Qhidr > 0, calor é consumido na reação tratando-se calor de hidratação. 2. Entalpia de reações químicas: reações de neutralização A reação de neutralização é um processo endotérmico ou exotérmico? Por quê? Apresente, também, as equações completas de neutralização (nas formas iônicas) para cada uma das reações realizadas. As reações de neutralização são exotérmicas, porque apenas parte da energia dos íons é usada para formar as moléculas de água, a energia restante é liberada para o meio. HCl(aq) + NaOH(aq) --------→ NaCl(aq) + H2O(g) H+ + Cl- + Na+ + OH- --------→ Na+ + Cl- + H+ + OH- H2SO4(aq) + NaOH(aq) --------→ NaSO4(aq) + H2O H+ + SO4 2- + Na+ + OH- --------→ Na- + SO4 2- + H + + OH- HNO3(aq) + NaOH(aq) --------→ NaNO3(aq) + H2O H+ + NO3 - + Na+ + OH- --------→ Na+ + NO3 - + H+ + OH- 17 3. Entalpia de reações heterogêneas: reação do Alumínio com NaOH 5. Apresente a equação química balanceada da reação do alumínio com a base hidróxido de sódio. 2Al (s) + 2 NaOH (aq) ---------→ 2NaAlO2 (aq) + 3H2 (g) 6. Apresente a variação de temperatura em função do tempo na forma de um gráfico: 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 T (ºC) t (m)
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