Entalpia de Neutralização (2)

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Introdução
A determinação do calor de neutralização é através da reação entre um ácido e uma base. Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. Este é o caso da neutralização do ácido clorídrico em presença de hidróxido de sódio, cujas soluções podem ser descritas, segundo Arrhenius, como:
HCl + aq = Cl-(aq) + H+
NaOH + aq = Na+(aq) + OH-
Partindo dessas soluções, a reação de neutralização pode ser descrita como:
	Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) = Cl-(aq) + Na+(aq) + H2O
Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados o calor de neutralização assume valores diferentes. No caso do ácido acético, que é ácido fraco, partes das moléculas não se encontram dissociadas. Isto é representado pela equação:
	CH3COOH(aq) + 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) + OH-(aq) = CH3COO-(aq) +H2O ∆Hi
De acordo com a Lei de Hess, esta equação pode ser obtida somando as equações:
	H+(aq) + OH-(aq) = H2O ∆H ii
	CH3COOH(aq) = CH3COO-(aq) + H+(aq) ∆Hiii
Portanto, o calor liberado nessa reação, - ∆HI, pode ser calculado como a diferença entre a energia liberada na combinação dos íons hidróxido e hidroxila, - ∆HII, e o calor consumido para ionizar as moléculas de ácido, ∆HIII , isto é ,
∆Hi = ∆Hii + ∆Hiii
A quantidade total de calor, Q, por sua vez, pode ser medida pela elevação da temperatura do sistema durante o processo. Para relacionar Q à elevação da temperatura, sejam Ti a temperatura inicial de equilíbrio do calorímetro e dos reagentes, Tf a temperatura final de equilíbrio do calorímetro e dos produtos da reação, Cc e Cp as capacidades caloríficas do calorímetro e dos produtos, respectivamente. Sendo conhecidas estas capacidades caloríficas, medem-se as temperaturas Ti e Tf e calcula-se Q como: 
Q = Cc.(Tf - Ti) + Cp.(Tf - Ti), 
ou
	Q = (Cc + Cp).(Tf - Ti )
A capacidade calorífica dos produtos pode ser calculada por:
Cp = mp.cp,
onde mp é a massa e cp o calor específico dos produtos. Em ambas as neutralizações aqui usadas como exemplo, consideramos soluções aquosas de ácidos e bases. Os produtos destas reações são também soluções iônicas aquosas. Neste caso, para soluções diluídas, o calor específico é aproximadamente igual ao calor específico da água, isto é, cp ~ 1 cal/g.oC . Sendo a massa dos produtos igual à massa dos reagentes, mp está determinada pela escolha das quantidades dos reagentes. Assim, para determinar Q a partir da elevação de temperatura durante a reação realizada sob condições adiabáticas falta conhecer a capacidade calorífica do calorímetro, Cc. Isto pode ser feito em outro experimento de calorimetria no qual uma quantidade de calor conhecida é fornecida ao calorímetro. 
Procedimento
Em um frasco térmico adicionamos 100 mL de água destilada e medimos sua temperatura. Depois medimos 50 mL de água gelada em uma proveta e medimos sua temperatura e a adicionamos rapidamente no frasco térmico e medimos a temperatura. Anotamos os valores obtidos na tabela 1. Com o resultado, calcula-se a capacidade calorífica do calorímetro. Repetirmos esse experimento três vezes.
∆H1 + ∆H2+ ∆Hc = 0 
(mc∆T)1 + (mc∆T)2 + c∆T = 0
(50x1x(17,5 – 7)) + (100x1x(17,5 – 22,3)) + cp (17,5 – 22,3) = 0
Cp = 9,375 cal/°C
2-∆H1 + ∆H2 + ∆Hc = 0 
(50x1x(17,3 – 6,0)) + (100x1x(17,3 – 22,5)) + cp (17,3 – 22,5) = 0
Cp = 8,654 cal/°C
3-∆H1 + ∆H2 + ∆Hc = 0 
(50x1x(17,4 – 7,0)) + (100x1x(17,4 – 22,3)) + cp(17,4 – 22,3) = 0
Cp = 6,122 cal/°C
Cp(médio)= 8,050 cal/°C
Após ter calculado a capacidade calorífica do calorímetro, calcula-se a entalpia de neutralização envolvida entre o HCl e NaOH. Da mesma maneira feita com a água. Medimos a temperatura do ácido em um recipiente separado. Depois medimos a temperatura da base no calorímetro. Misturamos o ácido com a base no calorímetro e medimos a temperatura final. Repetimos esse experimento três vezes.
1-(mc∆T)f + (mc∆T)a + (mc∆T)c + (mc∆T)n = 0
(100x(25,7–24,0))+ (100x(25,7–22,5)) + (100x8,050x(25,7-22,5)) + ∆HN=0
∆HN = - 10315,2 cal/mol
2-(mc∆T)f + (mc∆T)a + (mc∆T)c + (mc∆T)n = 0
(100x(26,2–24,0)) + (100x(26,2–23,0)) + (100x8,050x(26,5-23,0)) + ∆HN=0
∆HN = - 11315,2 cal/mol
3-(mc∆T)f + (mc∆T)a + (mc∆T)c + (mc∆T)n = 0
(100x(26,1 – 24,0)) + (100x(26,1 – 23,1)) + (100x8,05x(26,5 –23,1)) + ∆HN=0
∆HN = -10683,0 cal/mol
∆HN(médio)= -10771,1
Dados Experimentais:
Tabela 1: Dados para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro. 
	
	T(H2O)(c) / °C
	T(H2O)h / °C
	Tfinal / °C
	C / cal.mol-1
	1
	7,0
	22,3
	17,5
	9,375
	2
	6,0
	22,5
	17,3
	8,654
	3
	7,0
	22,3
	17,4
	6,122
Tabela 2: Dados para a determinação da entalpia de neutralização.
	
	T(HCl)(aq) / °C
	T(NaOH)(aq)/°C
	Tfinal / °C
	∆HN / cal.mol-1
	1
	24,0
	22,5
	25,7
	-10315,2
	2
	24,0
	23,0
	26,2
	-11315,2
	3
	24,0
	23,1
	26,1
	-10683,0
Comparação de ∆HN com os dados da literatura:
	Na literatura, podemos encontrar a entalpia de neutralização igual: ∆HN = -13700 cal/mol. Em nossos experimentos encontramos a entalpia de neutralização como sendo aproximadamente igual a: ∆HN = -10771. Essa diferença se deve à aparelhagem utilizada que pode apresentar diversos erros, porém o valor encontrado é satisfatório se comparado ao real. O erro pode ser obtido a seguir:
Erro = 
�� EMBED Equation.3 = 1,8% ~ 2%
Referências:
Apostila do Laboratório de Termodinâmica Química
Castellan, Gilbert; Fundamentos de Físico-Química, Rio de Janeiro, LTC, 1986.
_1284225514.unknown
_1461147085.unknown
_1284225205.unknown