Prática 3 - Determinação do Calor de Dissolução

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3° RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL (IEQ 363) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS – UFAM 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 3: DETERMINAÇÃO DO CALOR DE DISSOLUÇÃO 
 
 
 
 
Alunos: Camila Macena Ruzo – 21453586 
 Emerson Lucas Moraes Freire – 21457075 
 Valéria Renata Libório de Lima – 21554031 
Data: 08 de abril de 2019 
Professor Dr. Kelson Mota Teixeira de Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
MANAUS 
2019 
RESUMO 
 
Calor, ou Entalpia, de dissolução é a energia observada na dissolução de 1 mol da 
substância em solvente suficiente para se considerar a solução diluída. Esse valor é obtido por 
meio de titulação ácido-base, e utilizando a equação da reta de um gráfico lnS X 1/T, aplica-
se a equações deduzidas pela equação de Van’t Hoff e simplificadas por Gibbs-Helmholtz. A 
entalpia de dissolução para a reação C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l)., 
ΔH=27,984 kJ∙mol-1, valor próximo ao encontrado na literatura que é entre 25,04 kJ∙mol-1 a 
31,41 kJ∙mol-1, 
Palavras-chaves: entalpia de dissolução, equação de Van’t Hoff, equação de Gibbs-
Helmholtz titulação ácido-base, reação endotérmica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 OBJETIVOS........................................................................................................................3 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA...............................................................................................3 
3 MATERIAIS E REAGENTES..........................................................................................4 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL...........................................................................6 
4.1 Preparação da solução saturada de ácido benzoico.........................................................6 
4.2 Determinação do calor de dissolução................................................................................6 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES......................................................................................7 
5.1 Resultado da determinação do coeficiente de solubilidade do Ácido Benzoico.............7 
5.2 Resultado da determinação do Calor de Dissolução da reação 
C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l), à diversas temperaturas...............8 
6 CONCLUSÕES...................................................................................................................10 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................................................10 
 
 
 
 
3 
 
1 OBJETIVOS 
 
Determinar o calor de dissolução do ácido benzoico a partir das medidas de sua 
solubilidade em solução aquosa a diferentes temperaturas. 
 
2 INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
No início do século XIX, a teoria de que o calor era um fluido ainda era amplamente 
aceita, talvez por causa da predominância dos físicos franceses naquela época1. Atualmente, 
entende-se calor como forma de energia que se transmite espontaneamente de um corpo para 
o outro devido a diferença de temperatura2. Essa energia térmica em trânsito é sempre 
transferida do meio de maior temperatura para o meio de menor temperatura. 
A calorimetria é o estudo do calor transferido durante um processo físico ou químico, 
o dispositivo capaz de medir a energia transferida na forma de calor é denominado 
calorímetro3, dispositivo composto termicamente isolado. Utilizando a primeira lei da 
Termodinâmica (Equação 1), podemos estudar as variações energéticas do sistema que 
ocorrem à pressão constante (Equação 3), como é o caso de algumas reações químicas. 
∆U = q + w (Equação 1) 
H = U + P ⋅ V (Equação 2) 
QP = ∆H = ∆U + P ⋅ ∆V (Equação 3) 
Onde ΔH pode ser observado por meio de experimentos calorimétricos. O calor de 
reação é definido como sendo o calor liberado (reação exotérmica) ou absorvido (reação 
endotérmica) em uma reação química, onde o calor de reação vem da diferença do conteúdo 
energético interno dos reagentes e produtos (estado inicial − estado final). 
Sendo assim pode-se relacionar o calor de reação com o calor de dissolução, este calor 
representa a variação de entalpia que resulta da formação de uma solução de concentração 
específica, a partir de 1 g∙mol-1 do composto e o número de g∙mol-1 de água líquida. Ou seja, 
os dados obtidos nesta prática serão utilizados no cálculo do calor total de formação de uma 
substância dissolvida4. 
Ao analisar as medições de calor de dissolução, notamos que há dois calores de 
dissolução. O Primeiro temos o calor integral de dissolução, que é o valor liberado ou 
absorvido quando 1 mol de soluto se dissolve em concentração específica. O Segundo o 
conhecemos como calor diferencial de dissolução, que pode ser definido como o calor 
4 
 
absorvido quando 1 mol de soluto se dissolve numa quantidade de dissolução que não 
produza modificação apreciável da concentração4. 
 Para uma solução líquido/sólido ideal, é possível calcular a solubilidade do soluto 
sólido. Se temos uma solução saturada, ela está em equilíbrio com o excesso de soluto não 
dissolvido: 
soluto(𝑠) + solvente(𝑙) ⇌ soluto(𝑠𝑜𝑙𝑣) (Equação 4) 
onde o soluto(solv) se refere ao soluto solvatado, isto é, ao sólido dissolvido. 
 Se este equilíbrio existe, o potencial químico do sólido não dissolvido é igual ao 
potencial químico do soluto dissolvido: 
𝜇𝑠ó𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 (𝑠)
° = μ𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (Equação 5) 
 O potencial químico do soluto não dissolvido tem o sobrescrito °, porque ele é um 
material puro, enquanto o potencial químico do soluto dissolvido é parte da solução. Porém, 
se o soluto dissolvido puder ser considerado como um dos componentes de uma solução 
líquido/líquido (com o outro líquido sendo o próprio solvente), o potencial químico da 
solução será 
μ𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 = 𝜇𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (𝑙) 
° + 𝑅𝑇 ⋅ ln 𝓍𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (Equação 6) 
 Substituindo μsoluto dissolvido (l) na Equação 6: 
𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜
° = 𝜇𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (𝑙)
° + 𝑅𝑇 ⋅ ln 𝓍𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (Equação 7) 
 Esta equação pode ser rearranjada para fornecer uma expressão para a fração molar do 
soluto dissolvido na solução: 
ln 𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 =
𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 (𝑠) 
° − 𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 (𝑙) 
°
𝑅𝑇
 (Equação 8) 
 A expressão no numerador da Equação 8 é o potencial químico do sólido menos o 
potencial químico do líquido para um soluto puro, que é igual à variação da energia livre de 
Gibbs para o seguinte processo5: 
soluto(𝑙) → soluto(𝑠) (Equação 9) 
 Como, para 1 mol, já sabemos que: 
∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙 = 𝜇𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (𝑙)
° − 𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 (𝑠)
° (Equação 10) 
−∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙 = 𝜇𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 (𝑠)
° − 𝜇𝑠ó𝑙𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 (𝑙)
° (Equação 11) 
 Teremos então: 
∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙 = ∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙 − 𝑇 ⋅ ∆𝑆 (Equação 12) 
ln 𝓍𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜 = −
∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅𝑇
= −
∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅𝑇
+
∆𝑆𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅
 (Equação 12) 
ln 𝒮 = −
∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅𝑇
 (Equação 13) 
5 
 
A forma diferencial da Equação 13, sendo mantida a pressão constante é: 
∂(ln𝒮)𝑝 = −
∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅𝑇
 (Equação 14) 
 Dividindo ambos os membros da Equação 14, por ∂T, teremos: 
∂(ln 𝒮)𝑝
∂T
= −
(∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙/𝑇)
𝑅𝑇⋅∂T
 (Equação 15) 
 Mediante a equação de Gibbs-Helmholtz (Equação 16), a Equação 15 se modifica para 
a Equação 17: 
(
(∆𝐺𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙/𝑇)
𝑅𝑇⋅∂T
)
𝑝
= −
∆𝐻
𝑇2
 (Equação 16) 
∂(ln 𝒮)
∂T
= −
(∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙)
𝑅⋅𝑇2
 (Equação 17) 
ou equivalente: 
∂(ln 𝒮)
∂(1/T)
= −
(∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙)
𝑅
 (Equação 18) 
Onde a variação de entalpia envolvida no processo de dissolução de um soluto para 
formar uma solução saturada é: 
𝑑 ln 𝑆 =
∆H𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅
dT
T2
 , à p constante (Equação 19) 
 
Uma titulação é realizada pela lenta adição de uma solução padrão de titulante, contida 
numa bureta, à uma solução de titulado (analito), até que a reação entre os dois esteja 
completa pela observação do ponto final ou de equivalência6. Nesta prática, a titulação foi 
realizada utilizando o NaOH como titulante e a solução de C6H5COOH como titulado, esta 
titulação nos forneceu os dados necessários a respeito da concentração da solução titulado, 
para assim auxiliar na determinação de sua solubilidade perante a uma certa quantidade de 
solvente, assim como também no cálculo do calor de dissolução da reação entre o titulante e 
titulado. 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 
• 10 erlenmeyes de 125 mL; 
• 1 proveta de 100 mL; 
• 1 pipeta volumétrica de 25 mL; 
• 1 bureta de 50 mL; 
• 2 béqueres de 1000 mL; 
• 1 bastão de vidro; 
• 1 pêra de sucção; 
• 2 termômetros; 
6 
 
• 2 chapas aquecedoras; 
• Indicador ácido-base Fenolftaleína 
• Solução de Hidróxido de sódio 0,05 M e 0,1 M; 
• Ácido Benzoico P.A. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Preparação da solução saturada de ácido benzoico 
• Colocou-se 12g de ácido benzóico P.A. em um béquer; 
• Adicionou-se 1000mL de água destilada e quente, em torno de 60ºC; 
• Colocou-se o béquer com a solução na chapa aquecedora à 60 º C, agitou-se 
com o auxílio de um bastão de vidro e deixou-se o sólido repousar. Esperou-se 
que o equilíbrio térmico fosse atingido. 
4.2 Determinação do calor de dissolução 
• Pipetou-se rapidamente 25mL de sobrenadante; 
• Transferiu-se a amostra para um erlenmeyer; 
• Titulou-se a amostra com uma solução padronizada de NaOH (0,1 M). 
Utilizou-se cinco gotas de fenolftaleína como indicador. 
• Repetiu-se estes procedimentos variando a temperatura da solução dentro da 
faixa de 45º a 20ºC. As amostras da solução de ácido benzóico a altas 
temperaturas foram tituladas com hidróxido de sódio 0,1 M e a temperaturas 
mais baixas, titulou-se utilizando hidróxido de sódio 0,05 M; 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
5.1 Resultado da determinação do coeficiente de solubilidade do Ácido Benzoico 
 A partir de uma titulação ácido-base de Ácido Benzoico e Hidróxido de Sódio, usando 
fenolftaleína como indicador, pôde-se montar a tabela a seguir: 
7 
 
Tabela 1 – Variação do volume, em mL, consumido do titulante Hidróxido de Sódio (NaOH), 
em função da temperatura inicial, em °C e K, da solução titulada de Ácido Benzoico 
(C6H5COOH), usando cerca de 5 gotas do indicador ácido-base Fenolftaleína, para a 
determinação do coeficiente de solubilidade do Ácido Benzoico e seu calor de dissolução na 
reação C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa (aq) + H2O(l). 
Temperatura 
VNaOH (mL) CNaOH (mol∙L-1) 
°C K 
56,0 329,15 
Volume 1 = 43,5 
0,1 
Volume 2 = 43,2 
Média = 43,4 
45,3 318,40 
Volume 1 = 36,5 
Volume 2 = 33,6 
Média = 35,1 
38,2 311,35 
Volume 1 = 49,5 
0,05 
Volume 2 = 49,6 
Média = 49,6 
27,2 300,30 
Volume 1 = 32,3 
Volume 2 = 34,5 
Média = 33,4 
21,3 294,45 
Volume 1 = 27,0 
Volume 2 = 27,5 
Média = 27,3 
Por meio dos dados obtidos da titulação (Tabela 1) pode-se determinar para 
cada temperatura o grau de solubilidade do ácido benzoico em gramas por 100 g de 
água, utilizando a Equação 20, descrita a seguir. 
𝒮C6H5COOH = 𝔪 ⋅ MM (Equação 20) 
Onde, 𝔪 é a molalidade expressa em número de mols do soluto por quilograma 
do solvente (mol∙kg⁻¹) e MM é a massa molar expressa em termos de gramas por mol 
(g∙mol⁻¹). 
Observa-se que necessitamos do número de moles do ácido benzoico, que pela 
estequiometria da reação, descrita na Equação 21, observamos que será 1:1, 
concluindo que o número de moles do ácido benzoico é igual ao número de moles do 
hidróxido de sódio, pois a quantidade de matéria de hidroxila (OH-) adicionada, será 
igual a quantidade de matéria ácida (H+) presente no meio. Sendo assim, conhecendo-
se a concentração da base, determina-se a quantidade de matéria de OH- adicionada e, 
consequentemente, a quantidade de matéria de H+ presente no meio. 
C6H5COOH(𝑎𝑞) + NaOH(𝑎𝑞) → C6H5COONa(𝑎𝑞) + H2O(𝑙) (Equação 21) 
 O número de moles é obtido através da Equação 22, descrita abaixo, onde 
relaciona a concentração do solvente com seu volume. 
n𝑁𝑎𝑂𝐻 = [𝑁𝑎𝑂𝐻] ⋅ 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 ≡ n𝐶6𝐻5𝐶𝑂𝑂𝐻 (Equação 22) 
8 
 
A partir dos valores da concentração do solvente e de seus volumes, dispostos 
na Tabela 1, e da Equação 22, podemos enfim obter os valores de solubilidade do 
ácido benzoico em diferentes temperaturas, na qual dispomos na tabela a seguir: 
Tabela 2 – Variação da solubilidade em função da temperatura, em Kelvin, para a 
determinação do coeficiente de solubilidade do Ácido Benzoico e seu calor de dissolução na 
reação C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l). 
T (K) 𝓢𝐂𝟔𝐇𝟓𝐂𝐎𝐎𝐇 (gsoluto/100 gsolvente) 𝓢𝐂𝟔𝐇𝟓𝐂𝐎𝐎𝐇 (gsoluto/kgsolvente) 
329,15 0,00530 0,000530 
318,40 0,00429 0,000429 
311,35 0,00303 0,000303 
300,30 0,00204 0,000204 
294,45 0,00167 0,000167 
 
5.2 Resultado da determinação do Calor de Dissolução da reação 
C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l), à diversas temperaturas. 
A partir dos dados de solubilidade da Tabela 2, pode-se montar outra tabela aonde 
relaciona-se o ln S com o inverso da temperatura (1/T), em Kelvin (Tabela 3). 
Tabela 3 – Variação do logaritmo natural da solubilidade em função do inverso da 
temperatura (K-1) para a determinação da Entalpia (ou Calor) de Dissolução da 
C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l). 
1/T (K-1) ln S 
0,0304 −7,54 
0,0314 −7,75 
0,0321 −8,10 
0,0333 −8,50 
0,0340 −8,70 
 
A partir dos dados da Tabela 3 pôde-se realizar a plotagem do gráfico da curva de 
variação ln S versus 1/T, em Kelvin (Figura 1). 
9 
 
 
Figura 1 - Variação do logaritmo natural da solubilidade em função do inverso da temperatura (K-1) para 
a determinação da Entalpia (ou Calor) de Dissolução da reação 
C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l) 
Para a determinação da entalpia de dissolução, utiliza-se o coeficiente angular da 
equação da reta da Figura 1, aplicando na Equação 18. 
Dados: R (Constante geral dos gases) = 8,314 kJ∙mol-1; 
∂(ln 𝑆)
∂(1/𝑇)
= −
∆H𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙
𝑅
 
∆H𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙 = −(−3365,9) ⋅ 8,314 
∆𝐇𝒅𝒊𝒔𝒔𝒐𝒍 = 𝟐𝟕𝟗𝟖𝟒, 𝟎𝟗𝟐𝟔 𝑱 ⋅ 𝒎𝒐𝒍
−𝟏 = 𝟐𝟕, 𝟗𝟖𝟒 𝐤𝑱 ⋅ 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
 
 
6 CONCLUSÕES 
 
Portanto, pelos dados experimentais de solubilidade, observou-se a comprova;áo do 
principio de que com o aumento da temperatura, aumenta também o grau de solubilidade do 
acido. A partir dos resultados apresentados, como as reação é caráter endotérmica, obtivemos 
a entalpia de dissolução (ΔH>0), da reação 
C6H5COOH(aq) + NaOH(l) → C6H5COONa(aq) + H2O(l)., ΔH=27,984 kJ∙mol-1, valor próximo ao 
encontrado na literatura que é entre 25,04 kJ∙mol-1 a 31,41 kJ∙mol-1, a pequena diferença pode 
ser corrigida é por alguns erros efetuados durante a realizaçãodo experimento, tais como 
leitura de temperatura no termômetro, o tempo para transferir o ácido para o erlenmeyer e a 
troca de calor com o ambiente, causando muitas vezes a cristalização do ácido, afetando assim 
os resultados da prática. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
y = -3365,9 K + 2,7303
-8,80
-8,60
-8,40
-8,20
-8,00
-7,80
-7,60
-7,40
0,00300 0,00305 0,00310 0,00315 0,00320 0,00325 0,00330 0,00335 0,00340 0,00345
ln
 S
1/T (K-1)
10 
 
1GASPAR, Alberto. Física. Série Brasil: São Paulo, Ática. 2004. 
 
2ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
3ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
4HOUGHEN, A. Olaf; WATSON, M. Kenneth et. al. Princípios dos processos químicos. 
Livraria Lopes da Silva: 1984. 
 
5BALL, David W. Físico-Química. Volume 1. Cengage-Learning: 1962. 
 
6SKOOG et. al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
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