Relatório FQ1 Experimental - Calor de Solução e Neutralização

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA E FÍSICO-QUÍMICA
RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL I
CALOR DE SOLUÇÃO E NEUTRALIZAÇÃO
LUDMILA VIRNA OLIVEIRA FERNANDES - 405771
TÚLIO CORDEIRO ARAGÃO - 402987
FORTALEZA – CE
2021
1. RESULTADOS E DISCUSSÃO
1.1 Medida do Calor de Solução
A Calorimetria é a parte da física que estuda as trocas de energia entre corpos ou
sistemas quando essas trocas se dão na forma de calor. Calor significa uma transferência de
energia térmica de um sistema para outro, ou seja: podemos dizer que um corpo recebe calor,
mas não que ele possui calor.
A capacidade térmica é definida como a capacidade de um corpo de mudar sua
temperatura ao receber ou liberar calor. Ela é dada como a razão entre a quantidade de calor e
a variação de temperatura:
C= Q/ΔT
Onde C é a capacidade térmica do corpo (cal/ ºC). Q é quantidade de calor trocada pelo
corpo e ΔT é a variação de temperatura do corpo,
Para determinar a capacidade calorífica do calorímetro foi pesado 2,3548g de nitrato de
potássio, e obteve um valor de 27,2 °C, sendo a temperatura inicial, t1 igual a 28,2 °C, ou seja,
uma variação de -1,0 °C. Considerando que a aproximação ΔHsolução =qp, temos que o valor
da literatura de ΔHsolução é igual a 34,90 kJ mol-1.
Assim, o número de mols foi determinado:
n = nº de mols de KNO3 = massa / massa molar = 2,3548g / 101,10 g mol-1
n = 2,33 x 10-2 mol
Em seguida, o calor foi determinado:
Q = qp x n = (34,90 kJ mol-1) x (2,33 x 10-2 mol) = 813,17 J
Por fim, a capacidade calorífica foi determinada:
C= Q/ΔT| = 792,283 J / 1,0 K = 813,17 J K-1.
Desse modo, pode-se determinar os valores de ΔH para as soluções de NaCl, KCl,
NaNO3 e NaOH. Onde ΔH= (813,17 J K-1 x /ΔT|)/n. A tabela a seguir contém a massa, os valores
de Δt e a variação de entalpia obtida para cada solução.
Tabela 01 – Dados experimentais obtidos para cada solução.
Amostra Massa molar (g mol-1) Massa
pesada (g)
Número de
mols (mol)
Δt (K) Tf / Ti ΔH (kJ mol-1)
NaCl 58,44 2,6769 0,0458 -0,4 28,1 / 28,5 7,10
KCl 74,55 2,4660 0,0331 -1,3 27,2 / 28,5 31,95
NaNO3 84,99 2,4000 0,0282 -0,3 28,1 / 28,4 8,63
NaOH 39,99 0,7194 0,0180 0,8 29,3 / 28,5 -36,16
Experimentalmente, percebe-se que ocorre processo endotérmico (ΔH positivo) nas
dissoluções de KCl, NaCl e NaNO3 e processo exotèrmica (ΔH negativo) na dissolução de
NaOH, todos em meio aquoso.
O processo de dissolução é melhor entendido se analisado em duas etapas. A primeira
etapa do processo consiste na quebra da rede cristalina, com um positivo, enquanto aΔ𝐻
𝑟𝑒𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
segunda etapa se relaciona à solvatação, com um negativo em meio aquoso. Assim,Δ𝐻
ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑎çã𝑜
 
temos que o processo de dissolução segue:
Δ𝐻
𝑠𝑜𝑙𝑢ç𝑎ã𝑜
= Δ𝐻
𝑟𝑒𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
 + Δ𝐻
ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑎çã𝑜
Logo, para soluções endotérmicas, > 0, a variação da entalpia da quebra daΔ𝐻
𝑠𝑜𝑙𝑢ç𝑎ã𝑜
rede cristalina é maior que a variação de entalpia pela solvatação, ocorrendo uma maior absorção
energética para a quebra da rede do que acaba liberada na hidratação. O contrário ocorre para
soluções exotérmicas, < 0, denotando maior liberação de energia do que absorção noΔ𝐻
𝑠𝑜𝑙𝑢ç𝑎ã𝑜
períodro de quebra da rede cristalina.
1.2 Medida do Calor de Neutralização
A entalpia de uma reação entre um ácido forte e uma base forte é denominada calor de
neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se completamente
dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da água (com sinal
contrário).
Para determinar o calor de neutralização, tem-se o ∆t, que foi obtido com apenas duas
medidas de temperatura. Inicialmente 28,4 °C e, ao final 30,1 °C, sendo assim, ∆t fora de 1,7
°C. Logo, foi calculado o número de mols de hidróxido de sódio e de ácido clorídrico utilizado
na reação:
nNaOH = [NaOH] x V = 0,2 mol L-1 x 120 mL = 2,4 x 10-2 mols.
nHCl = [HCl] x V = 0,8 mol L-1 x 40 mL x= 3,2 x 10-2 mols.
Pela a reação, NaOH(aq) + HCl(aq) ⇌ NaCl(aq) + H2O(l), a relação estequiométrica
entre eles é de 1:1, assim, tem-se que o NaOH fora limitante e 0,024 mols deste e de HCl
reagiram. Portanto, o calor de neutralização obtido foi de:
∆H = -(813,17 / 0,024) x 1,7= -57,60 kJ mol-1.
Por fim, pode-se observar que a reação de neutralização do hidróxido de sódio e do ácido
clorídrico é um processo exotérmico, com a liberação de calor e uma variação de entalpia menor
que zero.
Sendo a entalpia de neutralização definida como o calor liberado durante a neutralização
de uma solução diluída de ácido por uma solução diluída de base, na literatura, essa entalpia é
sempre igual a -55,84 kJ mol-1, a 25ºC. De acordo com o valor encontrado experimentalmente,
de -57,60 kJ mol-1 , calcula-se um erro experimental de 3,15%, sendo este atribuído a variação
da temperatura no ambiente de experimento (28,2ºC), se comparado ao da literatura, assim como
a diferença nas aparelhagens utilizadas. Considera-se um erro aceitável e de valor satisfatório se
comparado ao real.
2. CONCLUSÃO
Pode-se concluir que o método calorimétrico, apesar de ser um método simples que se
baseia, unicamente, nas medições de temperaturas, é viável para determinação das entalpias de
reação, havendo assim, como em qualquer outro experimento, cuidados nos equipamentos
utilizados e na manipulação adequada dos mesmos e principalmente na calibração do
calorímetro. Também foi possível salientar o fato de que a quantidade de calor liberada no
processo de neutralização é dependente da estrutura dos reagentes.
As propriedades de uma solução diluída de ácido forte ou base forte são as dos seus íons
devido à dissociação e ionização completas. Na reação entre soluções aquosas de HCl e NaOH
os íons Na+ e Cl- entram e saem sem sofrer qualquer tipo de transformação. São, por isso,
chamados de íons espectadores. Apenas os íons H+ e OH- reagem formando H2O. Essa reação é
exotérmica. O calor liberado para a vizinhança na reação de 1 mol de ácido forte (ionização
total) com 1 mol de base forte (dissociação total) e formação de 1 mol de água; ou seja, reação
de 1 mol de H+ com 1 mol de OH- e formação de 1 mol de água é chamado de calor de
neutralização.
3. REFERÊNCIAS
PILLING, Sérgio. Físico-Química Experimental I Prática 1- Termoquímica.
Disponível em: https://www1.univap.br/spilling/FQE1/FQE1_EXP1_Termoquimica.pdf.
Acesso em: 15 de agosto de 2021.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Trad. de C. M. P dos Santos e R. B
Faria. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos. 1986.
ATKINS, P. W. Físico-Química e Fundamentos. 3 ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos. Rio de Janeiro: Editora 2003.