Relatório entalpia de dissolução

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CENTRO – OESTE 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
ADRIELLE FERREIRA BUENO 
EMANUELE COSTA 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1 – CALORIMETRIA : ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO 
Experimento realizado no dia 20/03 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARAPUAVA 
2019 
1. INTRODUÇÃO 
 
O calorímetro é um instrumento utilizado dentro dos estudos 
termodinâmicos para analisar a quantidade de calor trocado entre dois corpos 
de temperaturas diferentes. Nesse experimento, foi utilizado um calorímetro 
caseiro, feito com uma garrafa térmica comum com um furo em sua extremidade 
superior, onde pôde ser inserido um termômetro. A garrafa térmica tenta fazer o 
papel de um sistema isolado, onde não há troca de calor ou matéria com a 
vizinhança, pois sua ampola interna com paredes duplas de vidro, contendo 
vácuo no centro, quase não irá acontecer passagem de calor, diminuindo que o 
sistema entre em equilíbrio mais rápido graças a condução, a parede interna 
espelhada e a tampa bem vedada impedem a troca de energia por radiação e 
convecção, respectivamente. 
No experimento, ele foi chave fundamental para analisar o quanto a 
temperatura variava de acordo com a substancia que era dissolvida, pois as 
ligações formadas ou construídas na formação de uma solução liberam ou 
absorvem energia. 
Para entender como substancias sólidas são dissolvidas em líquidos, é 
necessário saber sobre interações intermoleculares, que é o conceito inicial para 
o entendimento da formação de soluções. 
Existe uma questão de intensidade nas interações intermoleculares, a 
mais forte delas é a ligação de hidrogênio, seguida pelo dipolo permanente e a 
mais fraca é a dipolo induzido. A existência das interações intermoleculares 
permite a existência de muitas coisas, desde a liquefação de gases 
monoatômicos até então a dissolução de substancias. 
Quando o NaOH entra em contato com as moléculas de água, 
rapidamente ligações de hidrogênio são formadas entre eles, pois as moléculas 
polares de água hidratam os íons, envolvendo eles e formando uma camada 
estável, rompendo as ligações da molécula, retirando os íons do retículo 
cristalino. Mexer ou agitar a solução acelera o processo, pois coloca mais 
moléculas de água livres na superfície do sólido e retira os íons hidratados da 
proximidade do sólido. 
No instante que o soluto é dissolvido em solventes líquidos, as atrações 
soluto-soluto são substituídas por atrações soluto-solvente e pode-se esperar 
dissolução se as novas interações forem semelhantes às interações originais, ou 
seja, as ligações de hidrogênio existentes na água, voltam a se formar com a 
hidroxila dos compostos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. DESENVOLVIMENTO 
2.1 OBJETIVOS 
Fazer a calibração correta do equipamento e analisar tipos de dissoluções 
em água com reações endotérmicas e exotérmicas. 
2.2 MATERIAIS E MÉTODOS 
 Calorimetro; 
 Aquecedor; 
 Balança e papel de pesagem; 
 Termometro; 
 Hidróxido de sódio em lentilhas; 
 Nitrato de Amonio; 
 Béquer de 500mL. 
Procedimento experimental: 
Primeiramente, precisou fazer a análise da capacidade térmica do 
equipamento. Para isso, foi medido 50mL de água em temperatura ambiente, 
anotando sua temperatura e foi posto dentro do calorímetro. Em seguida, 
aqueceu-se 100mL de água até que fosse atingido 50ºC e foi misturado às 50mL 
de água a temperatura ambiente colocados inicialmente dentro do calorímetro. 
Nessa etapa, mediu-se a temperatura a cada 30seg até que o equilíbrio térmico 
fosse atingido. 
Presumiu-se que o calorímetro era adiabático, e após fazer 3 vezes essa 
medição realizou-se os cálculos para ter a capacidade térmica do calorímetro. 
Para fazer a medição da entalpia de dissolução, foi medido 200mL de 
água e colocados ao calorímetro, fazendo a medição da temperatura. Na 
sequência, foi pesado 2g de hidróxido de sódio em lentilhas numa balança 
analítica com o auxilio de papel seda e colocado rapidamente dentro do 
calorímetro, pois o hidróxido de sódio é bastante hidrofílico. Realiza-se esse 
processo em triplicata. 
Depois, usando o mesmo procedimento, faz-se a dissolução de 2g de 
nitrato de amônio no lugar do hidróxido de sódio, com a mesma quantidade de 
água e realiza-se as medidas em triplicata. 
 
2.3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
1. Quais as principais fontes de imprecisão neste experimento? 
O calorímetro usado, por ser caseiro, não isola totalmente o meio 
externo, havendo trocas de calor com a vizinhança. Reagentes vencidos também 
podem ser a causa da mudança da temperatura não ter sido significativa, pois 
como já ficaram muito tempo expostos ao ar livre, já absorveram grandes 
quantidades de água, que quando é feita a solução, não liberam ou absorvem 
muito calor. 
2. Qual a melhor maneira de determinar a temperatura de 
equilíbrio? 
O mais ideal seria ter um calorímetro com termômetro acoplado, de 
modo que fosse possível analisar a temperatura sem precisar abrir o calorímetro, 
pois diminuiria as trocas de calor com o meio externo e teria uma medição mais 
exata. 
3. Compare os valores obtidos com valores da literatura. 
 
Antes de proceder com as reações, o calorímetro foi calibrado. Este 
procedimento é necessário pois os componentes do calorímetro, como o 
termômetro, o frasco de vidro e plástico, estão a temperatura ambiente no início 
do experimento e, portanto, são capazes de absorver ou ceder calor em relação 
ao meio reacional. O procedimento de calibração do calorímetro construído foi 
realizado em triplicata e os resultados estão apresentados na Tabela 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 1 - Dados experimentais obtidos para o cálculo do equivalente em água (calibração). 
Tf (ºC) Tq (ºC) Tequilíbrio (ºC) ΔTf (ºC) ΔTq (ºC) 
23 50 40 17 -10 
21 50 41 20 -9 
22 50 43 21 -7 
Média - - 19,33 -8,67 
 
Precisa primeiramente calcular a massa de água para cada uma das 
temperaturas, 
Utilizando a expressão 
𝑄 = 𝑚 𝑐 ∆𝑇 (1) 
obteve-se que: 
𝑄𝑎𝑏𝑠𝑜𝑟𝑣𝑖𝑑𝑜 = 150𝑔 . 4,18 . 19,33 = 12120𝐽 
𝑄𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎𝑑𝑜 = 150𝑔. 4,18 . (−8,67) = −5436,1 𝐽 
E a diferença entre os dois nos mostra o quanto de água que absorveu 
esse calor. 
6683,9 = 𝑚. 4,18. 19,33 
𝑚 = 82,7𝑔 
Na tabela 2, estão expostos os dados experimentais obtidos para a 
dissolução dos sólidos em água. 
Tabela 2 - Resultados obtidos para a dissolução dos sólidos em 200 mL de água. 
Sólido m (g) Tinicial (ºC) Tfinal (ºC) ΔT (ºC) 
NaOH 
2 21 25 4 
2 23 26 3 
2 23 25 2 
NH4NO3 
2 22 22 0 
2 23 22 -1 
2 23 22 -1 
 
Para calcular os valores de entalpia de dissolução, usa-se a mesma 
equação (1), porém a massa é somada a massa de água que absorve calor 
juntamente com a da reação. Também deve-se considerar a densidade da água 
para a média das temperaturas. Logo, para o NaOH: 
𝑄 = (200.0.997701 + 82,7).4,18𝑔. 3 
𝑄 = 3539,3 𝐽 
As outras duas temperaturas foram descartadas, pois como o calorímetro 
já estava quente depois da primeira reação, supomos que houve interferência na 
hora da medição, e a média de temperatura não seria tão exata. 
Para calcular o ΔHdiss é usada a seguinte equação: 
∆𝐻𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = −
𝑄
𝑛
 
Onde n será 0,05mol. Temos um ΔHNaOH=-70,8KJ/mol 
Para o NH4NO3, é feito o mesmo cálculo: 
𝑄 = (200.0.997538 + 82,7). 4,18𝑔. −0,66 
𝑄 = −779𝐽 
Onde n será 0,025mol. Temos um ΔHNH4NO3 = 31,2 𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙 
Na tabela 3, tem-se as relações dos calores de reação e os ΔH de 
dissolução para os sólidos. 
Tabela 3 – Relação de calores de dissolução e ΔHSólido 
Qreação 
(J) 
ΔH experimental (KJ/mol) ΔH tabelado (KJ/mol) 
NaOH 3539,3 -70,8 -88.4 
NH4NO3 -779 31,2 25.4 
 
O valor do ΔH de dissolução do Nitrato de Amônio deu bastante próximo 
do esperado, enquanto o do NaOH deu um pouco menor, que provavelmente se 
deva a qualidade do reagente utilizado. 
4. Quais os fatores moleculares que determinam se a entalpia de 
dissolução é positiva ou negativa? 
 
Para romper o retículo cristalino, é necessário que as energias do solvente 
superem as energias do soluto, chamada de entalpia reticular. Nesse caso, a 
entalpia do sistema será sempre positiva e a temperatura do sistema irá diminuir. 
Entretanto, depois que as partículas do sólido são separadas, ocorre a 
sua interação com as moléculas do solvente a partir das interações 
intermoleculares. Para que essa interação ocorra é necessário liberar certa 
quantidade de energia, que é chamada de entalpia de hidratação. Visto que se 
perde calor, a temperatura do sistema aumenta e a entalpia é sempre negativa. 
O que vai determinar, então, se a temperatura do sistema irá diminuir ou 
aumentar será a somatória das entalpias reticular e de hidratação, que nos 
oferece a entalpia de dissolução. 
Portanto, temos uma dissolução endotérmica (com absorção de calor e 
com diminuição da temperatura) se a quantidade de energia absorvida (entalpia 
reticular) for maior que a energia liberada (entalpia de hidratação). 
No caso de ocorrer o contrário, a energia absorvida for menor que a 
energia liberada, teremos uma dissolução exotérmica, com o aumento da 
temperatura. 
As dissoluções endotérmicas precisam absorver mais energia, por isso, o 
aumento da temperatura facilita a dissolução do soluto. Já nas dissoluções 
exotérmicas, a diminuição da temperatura facilita a dissolução. 
 
5. Explique por que os dois processos de dissolução que você estudou 
(endotérmico ou exotérmico) são espontâneos. 
A determinação da espontaneidade do sistema se dá por medidas 
diferentes da que é utilizada para ver se o processo é endotérmico ou 
exotérmico. A entropia é um parâmetro para ver a espontaneidade do processo 
e a energia livre de Gibbs é o que nos mostra se será espontâneo ou não. 
Quando o processo é endotérmico, a entalpia será positiva, então o produto da 
temperatura com a entropia precisa ser maior para que o resultado dê negativo, 
respectivamente, espontâneo. Já quando o processo é exotérmico, ele irá 
contecer espontaneamente desde que a entropia não seja negativa. 
 
3. CONCLUSÃO 
Os resultados deram parecidos ao esperado, isso provavelmente se deva 
a qualidade dos reagentes utilizados, pois como ambos os sólidos eram muito 
antigos e eles são hidrofílicos, no momento da dissolução não liberaram a 
quantidade de calor esperada para a reação. 
O calorímetro caseiro também não isola totalmente o meio externo como é 
o desejado em procedimentos assim, então o experimento foi prejudicado por 
conta disso. 
O ideal seria ter reagentes novos e um calorímetro onde possa ser medido 
a temperatura sem a necessidade de abrir a tampa toda a vez. 
 
REFERÊNCIAS 
 
[1] ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando 
a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p 
[2] MARTINS, Jéssica de Mello. Calorimetria: um experimento para a 
participação ativa do estudante na construção do seu conhecimento de 
termoquímica. Rio de Janeiro: ., 2016. 
[3] PHARMACY, Pulse. Heat of Solution. Disponível em: 
<http://pulse.pharmacy.arizona.edu/resources/heatofsolution.pdf>. Acesso em: 
22 jun. 2019.