Físico Química Estudo da termoquímica de reações de solubilização

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Universidade Estadual de Santa Cruz 
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
Colegiado de Engenharia Química 
 
 
 
 
ESTUDO DA TERMOQUÍMICA DE SOLUBILIZAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por: Alice Guerra Macieira Macêdo – 201512528 (P06) 
 Andreza Bispo dos Santos – 201512529 (P06) 
 Iury de Oliveira Cardoso Lopes – 201511761 (P08) 
 
 
 
 
 
Ilhéus 
Junho/2016 
Relatório solicitado pela professora Cleyde 
Roncarati, como cumprimento dos créditos 
da disciplina CET941 – Físico Química I. 
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Sumário 
 
1. INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 4 
2. OBJETIVO .............................................................................................................. 5 
3. MATERIAIS E REAGENTES .............................................................................. 5 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................ 5 
5. DADOS ..................................................................................................................... 6 
6. RESULTADOS ........................................................................................................ 7 
7. DISCUSSÃO ............................................................................................................ 7 
8. CONCLUSÃO ......................................................................................................... 9 
9. REFERÊNCIAS ...................................................................................................... 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
 A termodinâmica, o estudo das transformações da energia, baseia-se em duas leis 
naturais. A primeira lei preocupa-se em acompanhar as variações de energia e permite o 
cálculo da quantidade de calor que uma reação produz e a segunda lei explica por que 
algumas reações ocorrem, mas outras não. O calor era entendido como sendo um fluido 
chamado calórico, que fluía de uma substancia quente para outra mais fria. Sadi Carnot 
ajudou a estabelecer as bases da termodinâmica e acreditava que o trabalho resultava do 
fluxo de calórico. James Joule acabou mudando o curso da ciência ao mostra que calor e o 
trabalho são duas formas de energia, transformando assim o calórico em um mito. 
 A energia pode ser transformada de uma forma para outra e transferida de um lugar a 
outro. Para acompanhar a energia, divide-se o estudo em duas regiões. A região na qual 
estamos interessados em estudar é chamada de sistema. Todo o mais é chamado de 
vizinhança. 
 A propriedade mais fundamental da termodinâmica é o trabalho, que é o movimento 
contra uma força oposta. Uma forma comum de trabalho é quando um peso é levantado 
contra a força da gravidade. A reação química em uma bateria realiza trabalho quando 
empurra uma corrente elétrica em um circuito. Na termodinâmica, a capacidade de um 
sistema realizar trabalho é chamada de energia interna, U. A energia interna de um 
sistema, ou seja, a capacidade deste de realizar trabalho, pode ser alterada pela troca de 
energia com a vizinhança na forma de calor. Calor é a energia transferida em consequência 
de uma diferença de temperatura. A energia flui na forma de calor de uma região de 
temperatura alta para uma região de temperatura baixa. A energia transferida para um 
sistema é representada com q. Portanto, quando a energia interna de um sistema se altera 
por uma transferência de energia na forma de calor, temos 
∆𝑈 = 𝑞 
Para medir a energia transferida para um sistema na forma de calor, precisa-se saber a 
capacidade calorífica do sistema, C, isto é, o calor fornecido e o aumento de temperatura 
nele provocado, 
𝐶 = 
𝑞
∆𝑇
 
Logo, conhecida a capacidade calorífica e tendo-se a variação de temperatura pode-se 
calcular o calor fornecido 
𝑞 = 𝐶∆𝑇 
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2. OBJETIVO 
 Estudar a variação de energia em processos de dissolução de sais. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
7 tubos de ensaio médio; 
7 pipetas graduadas; 
Proveta 10mL; 
Estante para tubo de ensaio; 
Termômetro; 
Cloreto de Potássio (KCl); 
Nitrato de sódio (NaNO3); 
Sulfato de Potássio (K2SO4); 
Cloreto de Sódio (NaCl); 
Sulfato de Amônio ((NH4)2SO4); 
Nitrato de amônio (NH4NO3); 
Sulfato de Sódio (Na2SO4) 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Selecionou-se 7 tubos de ensaio médio, secos e limpos. Enrolou-se cada tudo com 
uma folha de papel toalha. Pesou-se 0,5g do sal e transferiu-o para um tubo de ensaio. 
Mediu-se 5,0mL de água destilada em proveta e anotou-se a temperatura da água. 
Transferiu-se a água para o tubo de ensaio e mediu-se a temperatura da mistura enquanto 
o sal era dissolvido. (Agitou-se um pouco com o próprio termômetro, evitando bater no 
fundo do tubo). Mediu-se a temperatura no primeiro minuto, a cada 10 segundos até a 
estabilização da temperatura. Repetiu-se todo o procedimento experimental para cada sal 
utilizado. 
 
 
 
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5. DADOS 
 Pesou-se aproximadamente 0,5g de cada sal a ser utilizado. Mediu-se 5mL de 
água destilada na proveta e mediu-se a temperatura. Repetindo o procedimento para 
cada tubo de ensaio. As massas obtidas, os sais utilizados em cada tubo e os valores 
para temperatura inicial da água estão relacionadas na Tabela 1. 
Tabela 1: Relação dos tubos com os sais utilizados e respectivas massas 
TUBOS SAL MASSA (g) TEMPERATURA H2O (ºC) 
1 KCl 0,5093 26 
2 NaNO3 0,5126 25 
3 K2SO4 0,5068 27 
4 NaCl 0,5196 27 
5 (NH4)2SO4 0,5196 25 
6 NH4NO3 0,5068 25 
7 Na2SO4 0,5172 27 
 
 Após misturar a água destilada com o sal de cada tubo mediu-se a temperatura 
da mistura durante 1 minuto a cada 10 segundos. Os dados obtidos para cada tempo 
encontram-se disposto na Tabela 2 juntamente com a variação de temperatura de cada 
reação de cada tubo. 
Tabela 2: Temperatura em função do tempo de cada tubo 
TEMPO (s) T(ºC) 1 T(ºC) 2 T(ºC) 3 T(ºC) 4 T(ºC) 5 T(ºC) 6 T(ºC) 7 
10 26 25 27 27 25 24 27 
20 26 25 27 27 25 24 28 
30 26 25,5 27 27 25 25 29 
40 26,3 25,5 27 27 25,5 25 29,5 
50 26,5 26 27 27 26 26 29,5 
60 26,5 26 27 27 26 26 29,5 
∆T (ºC) 0,5 1 0 0 1 1 2,5 
 
 
 
 
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6. RESULTADOS 
Na tabela a seguir encontram-se os valores que foram calculados paras as entalpias de 
formação de cada sal. 
 
Tabela 3: Entalpias de formação 
TUBOS SAL ∆H experimental (kJ) ∆H teórico (kJ) 
1 KCl - 1,5286 17,56 
2 NaNO3 - 3,4657 19,81 
3 K2SO4 0,0000 - 
4 NaCl 0,0000 3,86 
5 (NH4)2SO4 - 5,3151 - 
6 NH4NO3 - 3,2991 25,49 
7 Na2SO4 - 12,3250 - 
 
7. DISCUSSÃO 
 
Os valores calculados a partir dos dados obtidos em laboratório diferem das 
entalpias encontradas na literatura. Durante a realização do experimento observou-se 
que houve elevação da temperatura do sistema sugerindo a ocorrência de reações 
exotérmicas, o que vai de encontro ao calor teórico para as reações de solubilização 
que são, em sua maioria, reações endotérmicas. Portanto, esperava-se que o sistema 
tivesse sua temperatura diminuída. 
É importante ressaltar que tais erros podem ter ocorrido devido a imprecisão do 
termômetro utilizado, o qual apresentou alguns problemas desde o início do 
experimento, como por exemplo imprecisão ao determinar a temperatura ambiente. 
Ao se adicionar água ao sal no estado sólido, realiza-se a dissolução dele. Este 
processo libera íons, entretanto o sal não será totalmente transformado em íons. Parte 
do sal permanecerá na forma molecular, porém ficará disperso no solvente, impedindosua visualização. 
 A permanência de parte do sal na forma molecular e a transformação de parte 
dele em íons gera um estado de equilíbrio entre essas duas formas. Porém, para alguns 
sais esse equilíbrio é mais facilmente atingido, sendo assim, é possível mensurar o 
quanto de um sal será necessário para que esse equilíbrio seja de fato alcançado. Isto 
é possível através do produto de solubilidade ( Kps). Esta grandeza mede a proporção 
de sal que permanecerá na forma molecular e entrará em equilíbrio com os íons 
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liberados durante a dissolução do mesmo, em outras palavras, mede o quão solúvel é 
o sal em determinado solvente. No presente estudo, o solvente utilizado é a água. 
Como se sabe, a quebra de uma molécula nos íons que a compõem é um processo 
endotérmico. Portanto, é esperado que durante a dissolução de um sal observe-se uma 
diminuição na temperatura do sistema onde está sendo realizado o processo. 
Entretanto, este fato não ocorre e, como mostrado acima, a maior parte das 
dissoluções são exotérmicas. 
Tal fato é explicado pelo estado de equilíbrio no qual a solução formada tende a 
entrar, ao mesmo tempo em que os íons são formados devido a dissolução, ocorre 
também a formação do sal molecular que libera muito mais energia do que aquela 
consumida para a quebra do mesmo, levando, portanto, ao aumento da temperatura 
do sistema. 
Durante a realização do experimento, fez-se utilização de um papel toalha, o qual 
envolveu o tubo de ensaio, em detrimento de um calorímetro calibrado. Além disso, 
devido a brevidade de tempo disponível, não se esperou tempo suficiente para que o 
termômetro entrasse em total equilíbrio térmico com o ambiente. Tais fatos 
contribuíram para que as medidas de temperatura, e consequentemente de calor, 
fossem prejudicadas. 
Neste caso, é interessante notar que se deve levar em consideração o produto de 
solubilidade do sal em adição ao fator entalpia, que depende diretamente da 
temperatura, mas não da pressão visto que essa e o volume, ao qual estaria associada 
para a realização de trabalho caso o sistema fosse composto por gases, são constantes. 
Uma vez que o Kps também sofre influência da temperatura e da pressão, caso o 
experimento fosse realizado sob maiores temperaturas o Kps dos sais aumentaria, 
fazendo com que mais íons fossem formados, portanto seria observada menor 
liberação de calor. O contrário é verídico. Caso a pressão fosse diferente da utilizada, 
a saber 1 bar, não observar-se-ia alterações notáveis , umas vez que pressões exercem 
pouca influencia sobre líquidos, o que não seria verídico caso os reagentes utilizados 
se encontrassem na fase gasosa. 
Outro fator a ser notado durante o estudo do calor de dissolução é o tipo de sal. 
Como já mencionado acima, a variação da entalpia do sistema num processo de 
dissolução está diretamente relacionada ao produto de solubilidade do sal, portanto a 
solubilidade do sal no solvente em uso interfere diretamente na variação dessa 
grandeza. Para o experimento em estudo, é possível afirmar que quanto mais solúvel 
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o sal menor a quantidade de calor foi observada, como é possível notar na variação 
da temperatura na dissolução de cloreto de sódio, que foi imensurável. 
Entretanto, é importante notar que as comparações entre as solubilidades de sais 
somente podem ser realizadas para sais que liberem mesma quantidade de íons por 
mol de sal dissolvido. 
Sendo a entalpia uma função de estado, ou seja, a sua obtenção não atenta ao modo 
como o processo ocorreu e sim apenas o estado inicial e final do sistema, esta entalpia 
poderia ser encontrada através da Lei de Hess, a qual afirma que a entalpia de uma 
reação é equivalente a soma das entalpias das equações parciais nas quais o a reação 
pode ser subdividida, corroborando assim, a dispensabilidade do caminho de 
ocorrência da reação total, uma vez que serão formados os mesmos produtos. 
 Uma reação de dissolução resulta em uma solução com íons presentes, os quais 
são provenientes do sal dissolvido. Entretanto, a dissolução do sal não é a única 
maneira de se obter tal solução, esta poderia ser obtida também através de uma reação 
de neutralização entre um ácido, que desde a origem ao mesmo cátion do sal, e uma 
base, que liberasse o mesmo ânion do sal. Ao comparar a entalpia de neutralização e 
de dissolução notar-se-á que essas se aproximam. 
 
8. CONCLUSÃO 
 A partir da comparação entre os dados obtidos em laboratório os dados 
teóricos, juntamente a discussão acerca das ferramentas utilizadas para a realização do 
experimento, pode-se concluir que o processo de solubilização é um processo que envolve 
mudança de temperatura, portanto envolve troca de calor com o ambiente. Porém, devido 
a discrepância existente entre os dados teóricos e calculados, não foi possível comprovar 
a troca de calor durante a reação, que é teoricamente endotérmica. 
9. REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p 
 
ATKINS, Peter W. Físico-Química: fundamentos. 3 ed. LTC, 2003 
 
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BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência 
central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. 
 
BRADY, Joel W.; RUSSELL, John W.; HOLUM, John R.. Química: a Matéria e Suas 
Transformações, vol.1, 3ª edição, Rio de Janeiro: LTC , 2006.