Resultados - Calor de Neutralização

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RESULTADOS E DISCUSSÕES
Inicialmente realizou-se os cálculos de quantidade molar necessários para a realização do experimento para obter-se a entalpia de neutralização, sendo que a concentração dos reagentes era 0,25 mol.L-1 de HCl e 0,25 mol.L-1 de NaOH.
Conforme a reação:
NaOH(aq) + HCl(aq) → H2O(l) + Cl -(aq) + Na+(aq)
Cada reagente apresenta-se com 1 mol na reação anterior, portanto, conforme a equação tem-se:
 ou 
 
Substituindo os valores tem-se:
0,25 mol/L.0,2 L = nHCl
n = 0,05 mol de HCl
Como a estequiometria é de 1 mol de reagentes para 1 mol de produtos, 
nHCl = nNaOH = nH2O = 0,05 mol.
Como a concentração real era divergente com a solicitada calculou-se o volume que seria utilizado, através da equação:
Substituindo:
VNaOH = = 0,25 L = 250 mL
VHCl = = 0,063 L = 63 mL
Após a realização dos cálculos, adicionou-se 250 mL de NaOH ao tubo de Dewar e mediu-se a temperatura. Em uma proveta adicionou-se 63 mL de HCl medindo-se também a temperatura. As temperaturas registradas foram respectivamente 23°C e 24°C. Posteriormente colocou-se juntamente com o NaOH anteriormente adicionado ao calorímetro, homogeneizou-se a mistura e mediu-se a temperatura que foi de 26°C. Observou-se que a reação em estudo é exotérmica, pois a temperatura elevou-se com a mistura dos reagentes.
Com as temperaturas de cada reagente fez-se a média entre elas:
Tmédia = = 23,5 = Ti
Com os dados obtidos calculou-se o calor de neutralização, através da equação abaixo:
Q = (mHCl + mNaOH).(c. ∆T + C.∆T)
Onde:
mHCl = 63 g, pois considerou-se a densidade de 1 g/cm3;
mNaOH = 250 g, pois considerou-se a densidade de 1 g/cm3;
c = 1 cal K-1 g-1;
∆T = (Tf – Ti) = 2,5 °C ou 2,5 K;
C= 111,1 cal K-1 (capacidade calorífica do calorímetro determinada e calibrada na prática de “Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro”).
Substituindo os valores na equação:
Q = (63 g + 250 g). (1 cal K-1 g-1 . 2,5 K + 111,1 cal K-1 . 2,5 K)
Q = (782,5 cal) + (277,75 cal)
Q = 1060,25 cal
Após o cálculo do calor de neutralização calculou-se o valor da entalpia da reação, através da equação:
 
∆H = 
Substituindo tem-se:
∆H = 
∆H = - 21205 cal/mol ou - 21,21 Kcal/mol
Erro relativo: como o valor esperado não foi atingido calculou-se o erro relativo através da equação abaixo.
Transformando -21,21 Kcal/mol em KJ.mol-1, tem-se que este valor é igual a - 88,80 KJ.mol-1.
Erel = 
			 
Er = - 62,1%
	O valor real ou valor esperado para a entalpia (∆H) é -55,9KJ.mol-1, porém este valor não foi obtido uma vez que alguns erros podem ter ocorrido durante o experimento, os quais podem ser: verificação incorreta do termômetro, o tempo para a medida da temperatura no ácido e na base pode não ter sido suficiente para neutralização de ambas, além da calibração do frasco de Dewar (prática anterior), pois foram utilizados os mesmos equipamentos, podendo acumular alguns erros desta prática para a presente, justificando, portanto a porcentagem de erro relativo.