Entalpia de formação do NH4Cl (s)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ 
CURSO DE ENGENHARIA DE BIOPROCESSOS E BIOTECNOLOGIA 
FÍSICO-QUÍMICA D (CQ033) 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 6 – LEI DE HESS – ENTALPIA DE FORMAÇÃO DO NH4Cl (s) 
 
 
 
 
 
Ana Luiza Marcelo 
Arthur Alves Nocko 
Beatriz Ramos Castanho 
Gabriel da Silva Keune 
Matheus Borowiak Higaskino 
 
Bancada 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CURITIBA 
15/10/2019 
1. INTRODUÇÃO 
Um dos principais objetos de estudo da termoquímica é a calorimetria, que 
corresponde a análise do calor transferido durante um processo físico ou químico. 
Para isso, é utilizado o calorímetro, para medir a energia transferida na forma de calor. 
Nesse dispositivo ocorre uma variação de temperatura que é proporcional ao calor 
que a reação libera ou absorve. Mas isso só é viável através da calibração do 
calorímetro, por meio de um processo que libera uma quantidade bem determinada 
de energia, dessa forma pode-se chegar ao cálculo da constante do calorímetro (C), 
pela expressão: 
Qrecebido (água fria) + Qrecebido (calorímetro) + Qcedido (água quente) = 0 
Fazendo a aproximação de que 100 mL de água são iguais a 100 g de água e 
considerando que: 
T1 = Temperatura da água fria e do calorímetro; 
T2 = Temperatura da água quente; 
T3 = Temperatura final do equilíbrio. 
Podemos escrever: 
[mágua fria . Cágua (T3 - T1)] + [Ccal (T3 - T1)] + [mágua quente . Cágua . (T3 - T2)] = 0 
(1) 
Em um sistema isolado, a somatória da troca de calor realizada por todos os 
envolvidos é igual a zero. Por isso, no experimento da entalpia de formação é utilizado 
um calorímetro, que foi construído a partir de uma garrafa térmica, pois esta possuí a 
função de reter calor por um curto período de tempo, que foi o suficiente para a 
realização deste experimento. Logo, neste caso, ele pode ser considerado um 
recipiente adiabático. 
A entalpia de formação (ΔH) corresponde à energia liberada ou absorvida na 
formação de um mol de uma substância em seu estado padrão, a partir dos 
respectivos elementos, cada qual com seu estado mais estável. Para o cálculo da 
entalpia de formação do cloreto de amônio é necessário o uso da Lei de Hess, através 
das reações mais simples e das suas respectivas entalpias. Já que, segundo Hess: “a 
entalpia padrão de uma reação global é igual a soma das entalpias padrões das 
reações individuais em que a reação global possa ser dividida”. (2) 
Reação ΔH° (Kj.mol-1) 
3
2
H2 + 
1
2
 N2 →NH3(g) -46,11 
1
2
H2 + 
1
2
 Cl2(g) →HCl(g) -92,31 
HCl(g)+H2O(l) →H3O+(aq)+Cl-(aq) -74,84 
NH3(g)+H2O(l) →NH4OH(aq) -30,50 
NH4OH(aq)+H3O+(aq)+Cl-(aq) →NH4+(aq)+Cl-(aq)+2H2O(l) (Será calculado) 
NH4+(aq)+Cl-(aq)+H2O(l) →NH4Cl(s)+H2O(l) (Será calculado) 
1
2
N2(g) + 2 H2 (g) + 
1
2
 Cl2 (g) → NH4Cl(s) 
 
Soma dos valores acima 
 
2. OBJETIVO 
O objetivo desse experimento foi determinar a entalpia de formação do NH4Cl (s). 
Para isso, este experimento foi dividido em 3 partes: 
Parte I – Determinar a constante calorimétrica do calorímetro; 
Parte II – Determinar o calor envolvido na dissolução do NH4Cl (s); 
Parte III – Determinar o calor envolvido na reação entre NH4OH e HCl. (1) 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Materiais 
• Calorímetro (construído a partir de uma garrafa térmica; 
• Termômetro; 
• Béquer; 
• Aquecedor elétrico; 
• Provetas de 100 mL; 
• NH4Cl (s) 1,5 mol. L-1; 
• HCl (aq) 1,5 mol. L-1; 
 
Procedimentos 
Parte I: No calorímetro, construído a partir de uma garrafa térmica, foi adicionada 
100 mL de água e após 1 min de espera foi medida a temperatura inicial (T1) do líquido 
no recipiente. Em seguida, utilizamos um béquer grande para aquecer cerca de 200 
mL de água até aproximadamente 70ºC, com essa água aquecida ambientamos a 
proveta e medimos a temperatura de 100 mL de água (T2), depois de fazer a 
verificação da temperatura despejamos imediatamente todo o conteúdo da proveta 
dentro do calorímetro, fechando-o rapidamente para evitar a dissipação de calor. 
Depois, esperamos mais um minuto, agitando a água de vez em quando e após esse 
tempo anotamos a temperatura final do sistema (T3). 
No final da parte 1 reservamos a água para utiliza-la na parte 2. 
Parte II: Foi pesado 5,001 g de NH4Cl (s), o material foi reservado, em seguida, foi 
medida novamente a temperatura da água morna que estava no calorímetro (T4), 
após anotar a temperatura, despejamos todo o sal na água morna que estava no 
calorímetro e agitamos suavemente até conseguir a dissolução total do sal. Depois de 
dissolvido, abrimos o calorímetro e anotamos a temperatura final da solução (T5). 
Por fim, descartamos a solução e lavamos o calorímetro. 
Parte III: Foi anotada a concentração do NH4OH e do HCl, em seguida, 
adicionamos 100 mL da solução mais diluída, no caso o HCl 4,4385 mol. L-1, no 
calorímetro e medimos a temperatura (T6). Posteriormente, calculamos o volume da 
base que deveria ser adicionada para que ocorresse uma reação em proporções 
estequiométricas e adicionamos esse volume (95 mL de NH4OH (aq) 1,3378 mol. L-1) 
no calorímetro. Fechamos o calorímetro imediatamente após adicionar a base e 
medimos a temperatura do equilíbrio térmico (T7) após a reação de neutralização. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Parte I - Determinação da constante calorimétrica (C) do calorímetro 
Foram obtidas: 
T1 = 20,5 °C = 293,65 K 
T2 = 68,5 °C = 341,65 K 
T3 = 42,3 °C = 315,45 K 
E sabendo que o calor específico da água cágua = 4,184 J.K-1.g-1 , a massa de 
água quente mágua quente = 0,1 Kg e a massa de água fria mágua fria = 0,1kg, é possível 
calcular C a partir da seguinte equação: 
[mágua fria . cágua. (T3-T1)] + [C . (T3-T1)] + [mágua quente . cágua . (T3 - T2)] = 0 
A constante calorimétrica obtida foi : C = 84,44770642 J.K-1 
Parte II - Determinar o calor envolvido na dissolução do NH4Cl (s); 
Foram obtidas: 
T4 = 42°C = 315,15 K 
T5 = 40°C = 313,15 K 
Sabendo que cágua = 4,184 J.K-1.g-1 , mNH4Cl = 5,001g, MNH4Cl = 53,49 g.mol-1 , é 
possível calcular a entalpia da reação ΔH a partir das seguintes equações: 
[mágua . cágua . (T5 – T4)] + [Ccal(T5 – T4)] + Qr = 0 
n = mNH4Cl / MNH4Cl 
ΔH = Qr / n 
Foi obtido o seguinte valor de entalpia da reação: 
ΔH = 10,75677803 kJ.mol-1 
Parte III - Determinar o calor envolvido na reação entre NH4OH e HCl; 
Foram obtidas: 
T6 = 22,5 °C = 295,65 K 
T7 = 31,9 °C = 305,05 K 
Sabendo que cágua = 4,184 J.K-1.g-1 , nNH4OH = nHCl = 0,1378 mols , MNH4OH = 35,04 
g.mol-1, MHCl = 36,46094 g.mol-1. 
[msolução . cágua .(T7-T6)] + [Ccal . (T7-T6)] + Qr = 0 
msolução = mNH4OH + mHCl 
m = n/M 
Foi obtido: 
msolução = 9,566124972 g 
Qr = - 1,170040309 kJ 
ΔH = - 4,373001603 kJ.mol-1 
Com esses resultados, é possível encontrar a entalpia de formação do NH4Cl 
(s). 
ΔHNH4Cl = (- 46,11 – 92,31 – 74,84 – 30,5 - 10,75677803 - 4,373001603) kJ.mol-
1 
ΔHNH4Cl = - 258,8897796 kJ.mol-1 
 
5. CONCLUSÃO 
Esse experimento tinha como objetivo determinar o valor da entalpia de formação 
padrão do NH4Cl (s) a partir da reação de NH4OH (aq) e HCl (aq). Para isso, foi 
determinada a constante calorimétrica do calorímetro, o valor encontrado foi 
84,44770642 J.K-1. Na segunda parte, foi determinada a quantidade de calor envolvida 
na dissolução de NH4Cl (s) em água morna. O valor encontrado para a dissolução de 
5,001 g de sal foi 10,75677803 kJ.mol-1. Por fim, na última parte do experimento foi 
utilizada a Lei de Hess, das massas correspondentes às concentrações de ácido e 
base, e da temperatura de equilíbrio térmico (da base antes da reação, assim como a 
temperatura após a neutralização ácido-base). Nestaetapa, o valor obtido para o calor 
envolvido na reação de formação do NH4Cl (s) foi de - 4,373001603 kJ.mol-1. 
Comparando o valor obtido (ΔHNH4Cl = - 258,8897796 kJ.mol-1) com o valor 
tabelado da entalpia padrão do sal 314,49 kJ.mol-1 (ATKINS, P.; JONES,2008) o erro 
relativo encontrado foi de 17,6794887 % , que pode ser atribuído à possíveis 
imprecisões nas medidas das temperaturas durante as etapas de cada experimento, 
dissolução incompleta do sal ou até mesmo a troca de calor com o meio, apesar de 
todas as precauções tomadas. Podemos concluir também que a reação final é 
exotérmica, pois ΔH<0 e que a entalpia é uma função de estado, validando a Lei de 
Hess. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
(1) Roteiro de Aulas da Disciplina CQ033. 
(2) ATKINS, P. W. PAULA, J. Físico-Química: vol 1. 9º edição. Gen, 2014, vol 1, 
páginas 44, 52 e 53. 
(3) CASTELLAN, C. – “Fundamentos de Físico-química” , (tradução), LTC – 
Livros Técnicos e Científicos Editora S.A, Rio de Janeiro, RJ, 1996. 
(4) LIDE, D.R. (editor) – “Handbook of Physical Chemistry”, 78th edition, CRC 
Press, NY, 1998. Sec. D 61 
(5) SOUZA, Nereu J. Mello de – MARTINS FILHO, H.P. – Experimentos em 
Fisíco – Química – Ed. Universitária Paranaense – 1993.