Relatório-2-Entalpia-de-neutralização

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENDO DE CIÊNCIA EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
EXPERIMENTO 2 – ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
CAROLINE DA COSTA PAGANI
(201310339)
ISABELLA PORTO OLIVEIRA
(201311197)
ILHÉUS - BA
2015
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
ISABELLA PORTO OLIVEIRA (201311197)
ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET941 – no curso de Engenharia Química - Turma P08. Dia de execução do experimento: 26/03/2015.
Professor: Fernando Rangel
ILHÉUS - BA
2015
OBJETIVOS
Calibração do calorímetro, determinar a entalpia de neutralização de um ácido forte e uma base forte e determinar a entalpia de neutralização de um ácido fraco e uma base forte.
INTRODUÇÃO
A entalpia de neutralização é o calor produzido quando um ácido e uma base reagem, em solução aquosa, para produzir um mol de água. A entalpia de neutralização pode ser calculada utilizando um calorímetro onde o aumento da temperatura é verificado, à medida que se adiciona a base ao ácido atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas mesmas proporções estequiométricas o que permite observar o ponto de equivalência. 
Os ácidos e as bases fortes estão totalmente dissociados/ionizados em solução aquosa diluída, pelo que a reação pode traduzir-se pela equação: 
Em que: é o calor de neutralização. Esta determinação baseia-se na lei da conservação da energia; para que se verifique esta lei, é necessário que a reação seja realizada num recipiente mais isolado possível, para que as trocas de calor com o exterior sejam desprezáveis (transformação adiabática). Assim, a energia libertada na reação de neutralização é integralmente transferida para a solução onde a temperatura aumenta.
Calor é a energia que flui de um corpo a outro devido a uma diferença de temperatura existente eles. O conjunto de procedimentos e técnicas experimentais visando medir o calor que flui entre dois corpos, ou entre um corpo e o ambiente, constitui a calorimetria. Calorimetria é a parte da química que descreve os ganhos e as perdas de calor envolvido em processos químicos e físicos. Calor então pode ser definido como a energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles.
O aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro sendo o mais simples deles, o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior do calorímetro de água, a água que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na transformação atrás da expressão:
Q = m.c. 						(2)
Q= quantidade de calor liberado ou absorvido (J),
m = massa da substância (g),
c = calor específico da substância (J/g.ºC),
 = variação da temperatura (ºC)
Calorímetro
O Calorímetro é um instrumento utilizado na medição de calor envolvido numa mudança de estado de um sistema, que pode envolver uma mudança de fase, de temperatura, de pressão, de volume, de composição química ou qualquer outra propriedade associada com trocas de calor.
Figura 1 - Modelo de um calorímetro. Fonte: BrasilEscola.com
Considere que dois corpos A e B, são colocados no interior de um calorímetro e passam a trocar calor entre si, como a variação de temperatura de ambos difere no sinal sendo negativa para o corpo originalmente mais quente e positiva para o mais frio, então a energia térmica perdida por um dos corpos resulta em um valor de Q negativo, enquanto a energia absorvida pelo outro é expressa por um valor de Q positivo. Assim:
Porém, calorímetros reais sempre são providos de alguma capacidade térmica Cc não nula, ou seja, participam das trocas de energia entre os corpos ou substâncias no seu interior. Dessa forma:
Essa mesma relação deve ser obedecida quando temos duas porções de alguma substância, em lugar de dois corpos, no interior de um calorímetro. Expressando-a em termos da capacidade térmica, temos:
MATERIAIS E MÉTODOS
A seguir serão apresentados os materiais e os métodos usados neste experimento.
Materiais
Calorímetro de água;
Béqueres 50 mL;
Termômetro (erro instrumental 0,1 ºC);
Proveta volumétrica (erro instrumental 0,05 mL)
Reagentes
Água destilada;
NaOH (1,09 mol/L);
HCl (1,0 mol/L);
Ácido acético (1,0 mol/L)
Métodos
Procedimento
1ª Parte: Calibração do Calorímetro
	A calibração do calorímetro é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e água quente.
Colocar 100g de água fria, anotando sua temperatura (t1);
Aquecer 100g de água até aproximadamente 50ºC (t2);
Adicionar a água aquecida à água fria. Esperar estabilizar a temperatura da mistura. (t3)
Considere .
	Para se obter o calor da capacidade calorífica do calorímetro, deve-se considerar que a soma dos calores cedido e recebido é igual a zero após o equilibro. Então:
Sendo:
Então: 
2ª Parte: Determinação da entalpia de neutralização de ácido forte e base forte:
Coletar 50 da solução de HCl 1,0mol/L para o calorímetro. Anote a temperatura;
Transfira para um béquer de 50ml da solução de NaOH 1,0mol/L. Anote a temperatura.
Adicione a solução de NaOH à solução de HCl no interior do calorímetro. Agite suavemente e aguarde alguns segundos. Verifique se a temperatura esta constante e meça-a.
Considerar . . 
3ª Parte: Determinação da entalpia de neutralização de ácido fraco e base forte:
Coletar 50 da solução de ácido acético 1,0mol/L para o calorímetro. Anote a temperatura;
Transfira para um béquer de 50ml da solução de NaOH 1,0mol/L. Anote a temperatura.
Adicione a solução de NaOH à solução de ácido acético no interior do calorímetro. Agite suavemente e aguarde alguns segundos. Verifique se a temperatura esta constante e meça-a.
Considere . .
Propagação de Erros
Quando se calcula grandezas derivadas, ou seja, grandezas que não podem ser medidas diretamente através dos instrumentos disponíveis, é preciso calcular a sua propagação. Medidas indiretas são todas aquelas relacionadas com as medidas diretas por meio de definições, leis e suas consequências. Neste tipo de medidas o valor numérico assim como a dimensão e a unidade correspondentes, são encontradas através de expressões matemáticas que ligam as medidas diretas envolvidas.
Para o cálculo de incerteza da capacidade térmica e da energia térmica é necessário utilizar os recursos da propagação de incertezas pelo motivo dito anteriormente e é utilizada a equação.
	Condicionando a propagação da incerteza para a capacidade térmica:
A propagação da incerteza para a energia térmica de reação será a propagação da soma:
Erro Relativo, em algunscasos, geralmente o erro relativo é mais útil para determinar a relação dentre diversos valores. O erro relativo deve ser calculado empregando a seguinte equação:
RESULTADOS E DISCUSSÕES
 
1ª Parte: Calibração do Calorímetro: 
Tabela 1 – Dados obtidos para calibração do calorímetro.
	Massa da água
	Temperatura
	Temperatura de equilíbrio
	Água fria
	100g
	22°C
	
 34°C
	Água quente
	100g
	50°C
	
A calibração do calorímetro é de suma importância, pois a partir dele podemos determinar a capacidade do calorímetro, que por seguinte usaremos para determinar a entalpia de neutralização. Usando a equação (11) e os dados obtidos, conseguimos determinar a capacidade calorífica do calorímetro.
= 33,34 cal/
= ( 33,34 )cal/
2ª Parte: Determinação da entalpia de neutralização de ácido forte e base forte:
Tabela 2 –Dados obtidos para determinação da entalpia de neutralização
	Temperatura HCl
	21°C
	Temperatura NaOH
	21°C
	Temperatura NaOH+HCl
	28°C
Segue abaixo a equação de neutralização para determinar a quantidade de mol do cloreto de sódio que será usado para determinação da entalpia de neutralização. Nessa reação o agente limitante é o ácido clorídrico, logo o ácido de irá determinar a quantidade de mols do produto.
 NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
 1,09 mol/L 1,0 mol/L 
 50 mL 50mL
1,0 mol --------------------- 1 L
X ----------------------- 0,05 L
X = 0,05 mol de NaCl
Usando a equação (12) e os dados da tabela 2 podemos determinar Qr. A capacidade do calorímetro é 33,34 cal/°C e o calor específico utilizado será o da água pois a solução não está concentrada. A massa total da solução será de 100 gramas.
Qr + Ccal.(Tf-Ti) + m.c.(Tf-Ti) = 0
Qr + 33,34 cal/°C (28-21)°C + 100g. 0,997cal/g°C(28-21)°C = 0
Qr = - 931,28 cal
Qr = (-931,28 cal
Qr é o valor da entalpia experimental (∆Hexp).Esse valor encontrado é para 0,05 mol de NaCl e temos que encontrar para 1 mol.
∆Hexp = - 931,28 cal/0,05mol
∆Hexp = - 18625,60 cal/mol
∆Hexp = - 18,62 Kcal/mol
Encontrado o valor da variação da entalpia experimetal e sabendo que a variação da entalpia teórica é ∆Hteórico = - 13,30 kcal/mol podemos calcular o erro relativo, a partir da fórmula:
3ª Parte: Determinação da entalpia de neutralização de ácido fraco e base forte: 
Tabela 3 –Dados obtidos para determinação da entalpia de neutralização
	Temperatura CH3COOH
	22°C
	Temperatura NaOH
	22°C
	Temperatura CH3COOH +HCl
	
28°C
Segue abaixo a equação de neutralização para determinar a quantidade de mol do CH3COONa que será usado para determinação da entalpia de neutralização. Nessa reação o agente limitante é o ácido acético, logo o ácido de irá determinar a quantidade de mols do produto.
 CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)
 1,0mol/L 1,09mol/L
 50mL 50mL
1,0 mol --------------------- 1 L
X ----------------------- 0,05 L
X = 0,05 mol de CH3COONa
Usando a equação (12) e os dados da tabela 3 podemos determinar Qr. A capacidade do calorímetro é 33,34 cal/°C e o calor específico utilizado será o da água pois a solução não está concentrada. A massa total da solução será de 100 gramas.
Qr + Ccal.(Tf-Ti) + m.c.(Tf-Ti) = 0
Qr + 33,34 cal/°C (28-22)°C + 100g. 0,997cal/g°C(28-22)°C = 0
Qr = - 798,24 cal
Qr = (- 798,24 cal
Qr é o valor da entalpia experimental (∆Hexp).Esse valor encontrado é para 0,05 mol de CH3COONa e temos que encontrar para 1 mol.
∆Hexp = -798,24 cal/0,05mol
∆Hexp = - 15964,80 cal/mol
Como queremos em Kcal/mol dividiu por mil. Sendo assim:
∆Hexp = - 15,96 Kcal/mol
A variação de entalpia do ácido mais fraco foi menor do que a do ácido forte.Isso acontece porque parte da energia liberada é usada também para ionizar mais ácido (se o ácido for fraco), ou para dissociar mais base (se a base for fraca). Dessa forma, ocorrem duas reações. Nesse caso uma reação para ionizar o ácido que é fraco e a outra reação para a formação da água.
Encontrado o valor da variação da entalpia experimental e da variação da entalpia teórico sendo ∆Hteórico = - 13,30 kcal/mol podemos então calcular o erro relativo:
CONCLUSÃO
Através de uma técnica simples de ser executada em laboratório foi possível determinar o equivalente-grama de neutralização, bem como as entalpias de neutralização ácido-base de calorimetria. Observando os resultados encontrados no experimento podemos concluir que no decorrer da prática podem ter ocorrido algumas prováveis falhas, tais como: o termômetro sem calibração, falha na calibração do aparelho, dissipação do calor do vaso para o meio,também leitura incorreta da temperatura, falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água ou das misturas, devido a lentidão da troca de calor da água para o material, mau isolamento e perda de calor para o exterior no calorímetro.
 Para que o calorímetro fosse mais eficiente deveria ter paredes duplas e espelhadas entre as que se faz o vácuo para minimizar mais ainda as perdas de calor tanto por condução como por irradiação. Assim, o valor experimental encontrado seria mais próximo do valor teórico e consequentemente o erro relativo seria menor. O ∆H do ácido forte encontrado foi de (erro relativo de 40%)e do ácido fraco foi de - 15,96 Kcal/mol(erro relativo de 20%) comprovando que o ácido fraco usa uma parte da sua energia liberada para ionizar mais ácido, provando a partir desse experimento que o ∆H do ácido fraco é menor que do que um ácido forte.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. Reimpressão. Porto Alegre: Bookman, 2002. 914 p. 
SERWAY, Raymond A. Física para Cientistas e Engenheiros, volume 2, Oscilações, Ondas e Termodinâmica, 2011.
Práticas de Físico-Química: Calorimetria. <www1.univap.br/spilling/FQE1/FQE1_EXP1_Termoquimica.pdf> Acessado em: 05 de abril de 2015.