aula 9

Prévia do material em texto

Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
78 
 
 
 
Determinação da entalpia de 
dissolução de sais 
 
_______________________________________________________________________________________________ 
OBJETIVOS 
▶ Compreender o conceito entalpia; 
▶ Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro; 
▶ Determinar a entalpia de dissolução de alguns sais. 
_______________________________________________________________________________________________ 
 Vocês se lembram das aulas da disciplina de Laboratório de Ciências? Em algumas delas foi realizado 
experimentos que mostravam as variações energéticas ocorridas a partir de reações químicas. Retorne ao roteiro de 
prática e reveja estes experimentos que tem relação com a aula de hoje. 
 
Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações químicas, mudanças de estados 
físicos e variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que é dado pela calorimetria se baseia justamente em 
medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata 
especificamente das variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a 
aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia é conservada nas transformações. 
 
As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia 
dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia na forma de calor (reação 
exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro lado, se a energia dos produtos for maior que a 
energia dos reagentes, o sistema absorve energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e 
conseqüentemente diminuindo a temperatura do sistema. 
 
 
AULA 9 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
79 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Só existe transferência de calor quando há uma diferença de temperatura entre dois sistemas. 
 
 
 
 
 
 
A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H). 
Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por ∆H, é dada 
simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes, como representado pela expressão 
abaixo. 
 ∆∆∆∆H = ∑∑∑∑Hf (produtos) - ∑∑∑∑Hf (reagentes) 
 Hf = entalpia de formação das substâncias ∆H = expressos em Joule (J) 
 
Para medir as entalpias de reação empregam-se geralmente calorímetros, que consistem usualmente de uma 
câmara de reação que contém um termômetro e um agitador. Os calorímetros são projetados para manter a 
transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto. A variação de entalpia para alguns 
tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é 
conhecida como entalpia de dissolução, ∆Hdiss. (ou entalpia de solução). 
 
 
 
 
 
TEMPERATURA ≠ CALOR 
Temperatura - grandeza física utilizada para medir o grau de agitação ou a energia cinética das 
moléculas. 
Calor - Energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles. 
Equação 1 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
80 
 
 
 
 
 
 
 
Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de dissolução, é necessário 
conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse conceito baseia-se na quantidade de calor necessária 
para elevar a temperatura do sistema de 1 ºC. A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é feita 
utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro, isto é: 
 
q cal = - q água 
sendo: 
q cal = C.∆T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro); 
C = capacidade calorífica do calorímetro e ∆T = variação da temperatura; 
q água = m.c.∆T (calor absorvido/liberado pela água) 
m = massa da água e c = calor específico da água 
 
 Substituindo-se estes valores na equação 2, tem-se: 
C cal .(Tf -T2) = - [m água.c água.(Tf – T1)] 
C cal = - [m água.c água.(Tf – T1)]/ (Tf -T2) 
OBS: Tf é a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; T2 é a temperatura do calorímetro vazio e T1 é a 
temperatura da H2O dentro do calorímetro. 
 
 
Conhecendo-se a capacidade calorífica do calorímetro, é possível determinar experimentalmente a entalpia de 
dissolução de uma substância contida no calorímetro de acordo com as equações 4 e 5: 
 
qreação = qdissolução + qcalorímetro 
sendo: 
 
Equação 2 
Equação 4 
Equação 3 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
81 
 
 
qreação = calor liberado na reação; 
 qsolvente = mágua . cágua . ∆T 
qdissolução = qsolvente + qsoluto (calor absorvido pela solução) qsoluto = msal . csal . ∆T 
 
qcalorímetro = C . ∆T (calor absorvido pelo calorímetro) 
 
∆H = qreação/n 
onde: 
n = quantidade de matéria que dissolveu (número de mols) 
 
Substituindo-se a equação 4 na equação 5 obtém-se: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação 5 
Equação 6 
∆H = [mágua . cágua . (Tf – T1) + msal . csal . (Tf – Tsal) + Ccal (Tf – T2)] / nsal 
 
 
Material 
Calor Específico 
J/gºC cal/g.ºC 
Ouro 0,129 0,031 
Prata 0,235 0,056 
Cobre 0,385 0,092 
Aço 0,435 0,104 
Ferro 0,448 0,107 
Vidro 0,670 0,160 
Cimento (bloco) 0,780 0,186 
Lã de vidro 0,800 0,190 
Tijolo 0,835 0,199 
Areia 0,840 0,200 
Alumínio 0,903 0,216 
Papel 1,340 0,320 
Gelo 2,093 0,500 
Água 4,186 1,000 
 
Atribuir sinal (+) para processo endotérmico e sinal (-) para processo exotérmico. 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
82 
 
 
PARTE PRÁTICA 
 
Procedimento 1: Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro de copo de isopor 
 
 
• Monte o calorímetro conforme figura abaixo. Use um suporte universal e uma garra de argola para apoiar o 
mesmo. 
 
 
 
 
 
 
 
• Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio, lembrando-se que este deverá estar tampado. 
• Aquecer, em um béquer, 50 mL de água destilada a 50ºC, com uso do bico de bunsen. 
• Em seguida, adicionar rapidamente a água aquecida no calorímetro e medir a temperatura do conjunto 
(calorímetro + água) após a estabilização da mesma. Aguardar aproximadamante 3 minutos. 
• Efetuar os cálculos para determinação da capacidade calorífica do calorímetro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação da capacidade calorífica do calorímetro, conforme equação 3. 
 
 
 
T1 = 50ºC 
Tf = 
OBS: Tomar bastante cuidado com o termômetro para não 
quebrar. Ele deverá estar imerso no líquido. A agitação deverá 
ser manual. Todo experimento que envolve variação de 
temperatura deve ser feito com muito rigor. 
T2 = 
Especificamente nesta 
aula, os grupos deverão 
ser formados por 5 alunos. 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
83 
 
Procedimento 2: Determinação da entalpia de dissolução dos sais NaCl e NaHCO3 
 
 
• Pesar as seguintes massas dos respectivos sais: 2,92 g de NaCl e 4,20 g de NaHCO3; 
• Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio (T2), lembrando-se que este deverá estar tampado. 
• Adicionar, com uso de uma proveta, 50 mL de água no calorímetro e medir a temperatura T1. 
• Adicionar,em seguida, o sal cloreto de sódio, quantitativamente. 
• Fechar rapidamente o sistema e agitar manualmente para dissolução total do sal. Verificar a variação da 
temperatura e anotar o valor da mesma quando esta atingir um valor constante (Tf). Aguardar 
aproximadamante 3 minutos. 
• Repetir os mesmos procedimentos acima para o sal bicarbonato de sódio, lembrando-se de lavar o calorímetro 
e o termômetro. 
 
Anote as temperaturas observadas no quadro abaixo: 
T(ºC) SAL NaCl NaHCO3 
T1 
T2 
Tf 
Tsal* 
 *Tsal = temperatura do calorímetro vazio, ou seja, T2 
 
Represente, no espaço abaixo, a equação química de dissolução dos sais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução de cada sal quanto à transferência de calor. 
 
 
 
 
 
Use os dados abaixo de calor específico dos sais 
 
 
 
 
Dissolução do NaCl: 
Dissolução do NaHCO3: 
 
 
 
 
Utilize os espaços abaixo para o calculo do 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SAL 
∆∆∆∆H dissolução (experimental)
(KJ/mol)
NaCl 
NaHCO3 
 
 * o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (
 
 
NaCl 
• 0,722 J/gºC
∆∆∆∆H dissolução do NaCl, conforme equação 6
 
∆∆∆∆H dissolução do NaHCO3, conforme equação 6
 
Laboratório de Química – 
 
Utilize os espaços abaixo para o calculo do ∆H de dissolução dos sais e compare-os com os dados teóricos.
(experimental) 
(KJ/mol) 
∆∆∆∆H dissolução (teórico) 
(KJ/mol) 
+ 3,88 
+ 17,15 
* o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (-) 
NaHCO3 
• 1,015 J/gºC
conforme equação 6. 
 
 
conforme equação 6. 
 
 
 QUI126 2015 
84 
os com os dados teóricos. 
 
Erro experimental 
Laboratório de Química – QUI126 2015 
 
85 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
1. Wolf, L.D.; Assumpção, M.H.M.T.; Madi, A.A.; Bonifácio, V.G.; Fartibello-Filho, O. Ecl. Quím., São Paulo, 36, 
2011. 
2. Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice 
Hall, São Paulo, 2005. 
 
 
1. Calcule: 
a. A quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de água 
(aproximadamente um copo) de 22ºC até aproximadamente seu ponto 
de ebulição, 98ºC. 
b. A capacidade calorífica molar da água. 
 
2. Ao receber 6000 cal, um corpo de 250 g aumenta sua temperatura em 
40°C, sem mudar de fase. Qual o calor específico do material desse corpo? 
 
3. Um bloco de vidro de massa m = 300g está inicialmente á temperatura 
Ti=25°C. Sabendo que o calor especifico do vidro é c = 0,20cal/g°C, 
calcule a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do 
bloco até Tf=40°C. 
 
 
AUTO-AVALIAÇÃO