Determinação da capacidade calorífica do calorímetro e da entalpia de dissolução do cloreto de amônio (1)

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Determinação da capacidade calorífica do calorímetro e da entalpia de dissolução do cloreto de amônio.
Resumo
 A capacidade calorífica do calorímetro foi determinada a partir do calor liberado do calorímetro e da variação de temperatura da reação entre o HCl e o NaOH . A entalpia da dissolução do cloreto de amônio foi determinada a partir do calor liberado da reação entre o sal cloreto de amônio e a água dividido pelo número de mols do sal. Na primeira determinação ,a capacidade calorífica teórica deveria ser zero, pois, assim todo o calor produzido pela reação química iria totalmente para a solução. Considerando que as condições não era ideais, consequentemente, o calorímetro perderia ou ganharia calor da vizinhança ,portanto, a capacidade calorífica encontrada de 15,35 kJ/mol está dentro do esperado .O valor encontrado da variação de entalpia na segunda reação de 15,35 kJ/mol foi próximo ao de 14,76 (Atkins) kJ/mol (conferir esse valor em algum livro didático). A diferença entre os resultados não é tão significativa e pode ser atribuída, possivelmente, ao fato de que a experiência foi feita em um calorímetro não ideal e a massa de cloreto de amônio pesado ser levemente menor do que o teórico.
Introdução
 A calorimetria está relacionada com a geração de energia, quanto menor a perda de calor, maior será a energia gerada. Para a maior geração de energia, menor deve ser a liberação de calor pelo calorímetro, portanto, é essencial que a indústria invista em calorímetros que tendem aos ideais. Um exemplo importante de geração de calor e energia é o da gasolina. Na combustão do octano, há perdas consideráveis de calor, uma vez que o reservatório dessa substância não é ideal. Se o reservatório tendesse ao ideal, menos octano seria necessário para os veículos se movimentarem, e, consequentemente, menor seria a extração de petróleo contribuindo com a redução na exploração do ambiente e da emissão de gases poluentes.
 Este experimento teve como objetivo determinar a capacidade calorifica de um calorímetro a partir da variação de temperatura da reação entre o NaOH e do HCl e do calor liberado do calorímetro. O calor do calorímetro foi determinado a partir do calor da reação e do calor da solução .Também foi determinada a entalpia de dissolução do NH4Cl: a partir da capacidade calorifica do calorímetro e da variação de temperatura , descobriu-se o calor liberado da reação , com esse valor e o número de mols do cloreto de amônio, encontrou-se a entalpia experimental.
Procedimento experimental
 Foi construído um calorímetro utilizando dois copos de isopor e uma tampa de isopor. Foi colocado 25 ml de uma solução 1,0204 mol/L de HCl, medido em uma proveta, no calorímetro , foi adicionado 2 gotas de fenolftaleína e o calorímetro foi fechado. Em uma outra proveta, foi adicionado 25 mL de uma solução 0,9999 mol/L de NaOH e foi medido a temperatura de 24 graus celsius. O termômetro foi limpo e , com ele, a temperatura de 24 graus celsius do ácido que foi agitado no calorímetro foi medida. O calorímetro foi aberto e o NaOH foi adicionado, a tampa foi adaptada ao calorímetro a solução foi agitada e foi encontrada a temperatura de 30 graus celsius. A solução era incolor. Os materiais foram descartados em lugar apropriado e o calorímetro lavado.
 Posteriormente, 25 ml de água medidos em uma proveta foram adicionados ao calorímetro, agitou-se até a temperatura constante de 24 graus celsius.Com o auxilio de um vidro de relógio ,pesou-se 2,6716 gramas de NH4Cl em uma balança analítica para se preparar uma solução de 25 mL a 1 mol/L . Adicionou-se o cloreto de amônio à água no calorímetro , agitou-se e encontrou-se a temperatura de 21 graus celsius após a estabilização. O conteúdo foi descartado em lugar apropriado e o calorímetro foi lavado.
Resultados e Discussões 
 Á priori foi coletado 25 mL de NaOH e 25 mL de HCl em uma proveta , a proveta não é tão precisa quanto um balão volumétrico, então pode ocorrer um erro de 0,5 mL nessa medição, porém mesmo com a imprecisão dessa vidraria, o NaOH foi o reagente limitante,o que era esperado para a reação,pois a molaridade do HCl era 1,024 e a do HCl 0,9999 M, ou seja a do ácido era maior, e, como, os volumes eram próximos, havia mais mol de HCl do que de NaOH. A fenolftaleína comprova que havia menos base na reação , uma vez que , de acordo com Brown , a solução continua incolor até o ph 8, que foi a coloração obtida. 
O calor da reação obtido foi de + 1,43kJ , apesar disso, a reação é exotérmica , por isso, houve aumento da temperatura do sistema. O calor da solução foi de +1,22 kj ,levemente menor do que a da reação, pois houve perda de +0,21 kJ pelo calor do calorímetro . Nessa etapa foi possível determinar a capacidade calorífica do calorímetro que é uma característica intrínseca desse calorímetro e foi essencial na determinação da entalpia da reação do cloreto de amônio. 
 Posteriormente , pretendia-se encontrar a entalpia da reação do cloreto de amônio com a água . Percebeu-se que essa reação é endotérmica , pois sua variação de temperatura foi de – 3 graus celsius e sua entalpia experimental encontrada foi de +15,32 kJ/mol , valor bem próximo do obtido na literatura que é de de + 14,76 kJ/ mol. A diferença encontrada nos valores de entalpia teórico e experimental pode ser explicada a partir do fato de que o calorímetro não era ideal ; o valor de água medido de 50 mL não era exato , pois foi medido em uma proveta; a massa de cloreto de amônio pesada de 2,6716 g foi um pouco menor do que a calculada de 2,6745 g. 
 Além disso, é interessante notar que a partir do resultados obtidos do calor da reação de – 0,766 kJ , da solução de – 0,661 kJ e do calorímetro de – 0,105 kJ, comparados com os calores da reação do HCl com o NaOH que para soluções endotérmicas os calores são negativos e para soluções exotérmicas os calores são positivos. ( tentar entendo o motivo disso)
Conclusão 
Os resultados obtidos estavam dentro do esperado. Houve pequenas perdas por parte do calorímetro e a entalpia encontrada da reação do cloreto de amônio com a água foi próximo do valor teórico. Para que não ocorressem perdas de calor seria necessário que o calorímetro fosse ideal, porém, considerando que é inviável um calorímetro com tais características , a melhor possibilidade é que se invista em calorímetros com melhores rendimentos , ou seja, que tem menos perda de calor.
Referencias 
Pg 576 do Brown