ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
ENGENHARIA QUÍMICA
LAYNE LEITE DE QUEIROZ SIQUEIRA
VANESSA DA SILVA LINS
ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
			Profª Carmem Zanta
MACEIÓ
2018
Introdução
A lei de Hess diz que a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos independe do numero de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.
Quando as equações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas, os valores de ΔH correspondentes podem ser somados. Essas medidas dos calores envolvidos nas reações químicas fazem parte do campo da calorimetria, que é a parte da física que estuda os fenômenos relacionados ao calor (energia calorífica) e a temperatura. O calor corresponde a troca de energia que ocorre entre os corpos, enquanto a temperatura é uma grandeza associada à agitação das moléculas presentes nos corpos. Para a determinação do calor específico das substâncias pode ser usado o calorímetro, que geralmente podemos dizer que é todo recipiente isolado termicamente do ambiente externo. É usado a fim de estudar as trocas de calor entre dois ou mais corpos, principalmente quando um deles está no estado líquido é conveniente ter um recipiente adequado, que permita obter, de forma direta ou indireta, o valor das quantidades de calor trocadas entre os corpos. Um tipo de recipiente, que facilita o contato térmico entre os corpos e dificulta as trocas de energia térmica com o meio externo. Geralmente despeja-se água no seu interior e, após um curto intervalo de tempo, estando o sistema em equilíbrio térmico, coloca-se um corpo que se quer estudar dentro da água, com temperatura inicial diferente do sistema água-calorímetro.
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização e o composto iônico produzido na reação é o sal. A forma geral de uma reação de neutralização de um ácido forte e uma base forte é:
Ácido + Base → Sal + Água
Em qualquer reação de neutralização, o cátion do sal vem da base e o anion vem do ácido. O resultado de qualquer reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte em água é a formação de água a partir de íons hidrônio e íons hidróxido. Quando escrevemos a equação iônica simplificada da neutralização de um acido fraco ou uma base fraca, temos de usar a forma molecular do ácido ou base fracos, que é a espécie dominante em solução. A neutralização foi descrita por Arrehnius como a combinação destes íons para formar água:
H+(aq) + OH-(aq)  → H2O(aq)
Todos esses conceitos serão explanados, a partir de dados colhidos durante experimento realizado em aula, nesse relatório.
Objetivos
Determinar a capacidade calorífica do calorímetro e o calor de neutralização de ácidos fortes e fracos.
Material e Reagentes
Vaso de Dewar/isopor (calorímetro); provetas; béqueres; termômetro; soluções de ácido clorídrico, ácido acético e hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1.
Procedimento Experimental
Determinar a capacidade calorífica do calorímetro.
Foram colocados no calorímetro 50 mL de água destila na temperatura ambiente. Deixou estabilizar por 1 min e a temperatura foi medida. Em um béquer, foi colocado 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta e aquecido até cerca de 60ºC. A temperatura da água aquecida foi medida e então vetada rapidamente no calorímetro. A mistura foi agitada cuidadosamente, esperando estabilizar por 1 min e anotando a temperatura da mistura. O procedimento foi repetido mais duas vezes.
A quantidade de calor total trocada deve ser nula, ou seja, todo o calor excedente de água aquecida deve ser sido transferida para a água fria ou para o calorímetro. Para uma mistura pode-se aplicar a seguinte reação:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
A quantidade de calor cedida pela água originalmente aquecida e a quantidade recebida pela água originalmente em temperatura ambiente, pode ser obtida pela equação dQ = mc∆t. A quantidade de calor absorvida pelo calorímetro deve ser C∆t (lembrando que a temperatura inicial é a mesma da água em temp. ambiente e no final a temperatura é a mesma da mistura).
Determinação do calor de neutralização de HCl com NaOH
Foram colocados 50 mL de solução de HCl 1,0 mol.L-1 no calorímetro e deixar a temperatura estabilizar pro 1 min, anotando-a. Foram colocados 50 mL de solução de NaOH 1,0 molL-1 em uma proveta, anotando a temperatura imediatamente antes de vetar a solução no calorímetro. A mistura foi agitada cuidadosamente e a temperatura máxima alcançada foi anotada. O calorímetro foi lavado com muita água corrente e o experimento foi repetido mais duas vezes.
Determinação do calor de neutralização do ácido acético(CH3COOH) com NaOH.
O procedimento b) foi refeito, porém para a mistura de NaOH com CH3COOH.
Cálculos
Determinar a capacidade calorífica do calorímetro:
	Experimento 
	Temperatura da água no calorímetro / ºC
	Temperatura da água aquecida / ºC
	Temperatura da mistura / ºC
	1
	29,1
	59
	47,9
	2
	29,5
	60
	48,6
	3
	29,2
	61
	48,9
	Média
	29,3
	60
	47,2
Experimento 1:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC.(47,9 - 29,1)ºC + 50g .1cal/gºC.(47,9 -59)ºC + C.(47,9 - 29,1)ºC = 0
940gcalºC/gºC - 550gcalºC/gºC = - (C .18,8 ºC)
C = 20,74468 cal/ ºC
Experimento 2:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC.(48,6 - 29,5)ºC + 50g .1cal/gºC.(48,6 -60)ºC + C.(48,6 - 29,5)ºC = 0
955 gcalºC/gºC - 570gcalºC/gºC = - (C .19,1 ºC)
C = 20,15706 cal/ ºC
Experimento 3:
dQambiente + dQaquecida + dQcalorímetro = 0
m.C. ∆tf + m.C. ∆tf + C.∆tf = 0
50 g .1cal/gºC.(48,9 - 29,2)ºC + 50g .1cal/gºC.(48,9 –61)ºC + C.(48,9 - 29,2)ºC = 0
985 gcalºC/gºC - 605gcalºC/gºC = - (C .19,7 ºC)
C = 19,28934 cal/ ºC
Mediana da capacidade colorífica do calorímetro: C =20,063693 cal/ ºC
Neutralização de HCl com NaOH (ambos 1,0 mol/L):
	Experimento
	Temperatura do HCl / ºC
	Temperatura do NaOH / ºC
	Temperatura da mistura após a reação de neutralização / ºC
	1
	30,4
	29,1
	35,8
	2
	29,4
	29
	34,4
	3
	29,3
	29,4
	35,4
O cálculo de ∆H1 será feito pela formula ∆H1= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf, onde:
nHCl= MHCl.vHCl⇒nHCl= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nHCl= 0,05 mol
nHCl= mHCl/MMHCl⇒mHCl= 0,05mol . 36,5 g/mol ⇒mHCl= 1,825 g
nNaOH= MNaOH. vNaOH⇒nNaOH= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nNaOH= 0,05 mol
nNaOH= mNaOH/MMNaOH⇒mNaOH= 0,05mol . 40g/mol ⇒mNaOH= 2 g
Experimento 1
∆H1= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H1= 1,825 g . 1cal/gºC . (35,8 - 30,4)ºC + 2g . 0,94 cal/gºC . (35,8-29,1)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,8 –29,1)ºC
∆H1= 156,8777431 cal
156,8777431 cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1= x = 3137,554 cal/mol ou ∆H1= 3,13 kcal/mol
Experimento 2
∆H1= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H1= 1,825 g. 1cal/gºC.(34,4 – 29,4)ºC + 2 g.0,94 cal/gºC . (34,4 -29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (34,4 –29)ºC
∆H1= 127,6209422 cal
127,6209422 cal – 2 NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1=x= 2552,418 cal/mol ou ∆H1= 2,55 kcal/mol
Experimento 3
∆H1= mHCl.CHCl. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H1= 1,825 g. 1cal/gºC.(35,4 – 29,3)ºC + 2 g.0,94 cal/gºC . (35,4 -29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,4 –29)ºC
∆H1= 155,240852 cal
155,240852 cal – 2 g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H1= x = 3104,817 cal/mol ou ∆H1= 3,10 kcal/mol
Média ∆H1= 2931,596 cal/mol ou ∆H1= 2,93 kcal/mol
Assim,	
HCl → H+ + Cl-
NaOH → Na+ + OH-
H+ + Cl-+ Na+ + OH-→ NaCl+ H2O ∆H1 = 2931,596 cal/mol
Neutralização de ácido acético(HOAc) com NaOH (ambos 1,0 mol/L):
	Experimento
	Temperatura do HOAc / ºC
	Temperatura do NaOH / ºC
	Temperatura da mistura após reação de neutralização /ºC
	1
	29,3
	29
	35,4
	2
	29,3
	29,1
	35,5
	3
	29,4
	29,2
	35,6
O cálculo de ∆H2 será feito pela formula ∆H2= mHOAc.CHOAc. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf, onde:
nHOAc= MHOAc. vHOAc⇒nHOAc= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nHOAc= 0,05 mol
nHOAc= mHOAc/MMHOAc⇒mHOAcl=0,05mol . 60,05 g/mol ⇒mHOAc= 3,00025g
nNaOH= MNaOH. vNaOH⇒nNaOH= 1,0mol/L . 0,05 L ⇒nNaOH= 0,05 mol
nNaOH= mNaOH/MMNaOH⇒mNaOH= 0,05mol . 40 g/mol ⇒mNaOH= 2 g
Experimento 1
∆H2= mHOAc.CHOAc. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H2= 3,00025g. 0,49cal/gºC. (35,4–29,3)ºC + 2g. 0,94 cal/gºC. (35,4 - 29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,4 - 29,3)ºC
∆H2= 143,3882746 cal
143,3882746 cal – 2g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H2= x = 2867,765 cal/mol ou ∆H2= 2,86 kcal/mol
Experimento 2
∆H2= mHOAc.CHOAc. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H2= 3,00025g. 0,49cal/gºC.(35,5 – 29,3)ºC + 2g . 0,94 cal/gºC . (35,5-29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,5 –29,3)ºC
∆H2= 145,7296561 cal
 145,7296561 cal – 2g NaOH
	x – 40g/mol NaOH
Logo, ∆H2=x= 2914,593 cal/mol ou ∆H2= 2,914 kcal/mol
Experimento 3
∆H2= mHOAc.CHOAc. ∆tf + mNaOH.CNaOH. ∆tf+ C.∆tf
∆H2= 3,00025g. 0,49cal/gºC.(35,6 – 29,4)ºC + 2g . 0,94 cal/gºC . (35,6-29)ºC + 20,063693 cal/ ºC. (35,6 – 29,4)ºC
∆H2= 145,9176561 cal
 145,9176561 cal – 2g NaOH
	x – 40g/molNaOH
Logo, ∆H2= x = 2918,353 cal/mol ou ∆H2= 2,918 kcal/mol
Média ∆H2= 2900,23 cal/mol ou ∆H2= kcal/mol
Assim,
NaOH → Na+ + OH-
CH3COOH → CH3COO- + H+
Na+ + OH-+CH3COO- + H+→ CH3COONa + H2O 	∆H2 = 2900,23 cal/mol
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal.
Para que ocorra a neutralização total do ácido e da base é preciso que a quantidade de íons OH- seja igual à quantidade de íons H+.
Com os experimentos feitos, foram obtidos os valores:
∆H1 = 2931,596 cal/mol
∆H2 = 2900,23 cal/mol
no qual há uma diferença de 31,36 cal/mol entre os ∆H.	
	Na reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio, ocorre uma neutralização total, onde a quantidade de ânions OH- são iguais à quantidade de íons H+. Como essa reação é entre ácido forte e uma base forte, foi formado um sal neutro. Isto acontece, pois os seus íons ionizam-se e dissociam-se completamente, e quando o sal formado por esses íons são adicionados na água, eles não sofrem hidrolise e, portanto, não alteram o pH do meio.
	Já na reação entre o ácido acético e hidróxido de sódio, sendo um ácido fraco e uma base forte, há a formação de um sal básico. O ânion desse sal que é proveniente do ácido fraco sofre hidrolise em meio aquoso e origina íons hidroxila, tornando o meio básico (pH > 7). 
Conclui-se que através dos dados coletados no experimento, os mesmos foram satisfatórios, pois foram obtidos resultados plausíveis de acordo com os objetivos estabelecidos para a prática em questão. 
 
Bibliografia:
https://www.todamateria.com.br/calorimetria/ 
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/calorimetro.htm
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/classificacao-dos-sais.htm