calor de reação

calor de reação

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE

CAMPUS PROFº ALBERTO CARVALHO

NÚCLEO DE QUÍMICA

CALORIMETRIA PARTE III:

CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES

COMPONENTES:

BIANCA SANTOS CUNHA

DIEGO ANDRADE DE VASCONSELOS

JONAS DA SILVA SANTOS

LIDIANE SANTOS GAMA

TAYONARA DA CRUZ NASCIMENTO

04 De Maio De 2009, Itabaiana-SE

INTRODUÇÃO

Calor de reação entre um ácido e uma base é denominado calor de neutralização. Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. Este é o caso da neutralização do ácido clorídrico em presença de hidróxido de sódio, cujas soluções podem ser descritas, segundo Arrhenius, como

HCl + aq = Cl-(aq) + H+(aq)

NaOH + aq = Na+(aq) + OH-(aq)   .

Partindo dessas soluções, a reação de neutralização pode ser descrita como.

Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) = Cl-(aq) + Na+(aq) + H2O   ,

ou, simplesmente,H+(aq) + OH-(aq) = H2HO , o298 = -13,6 kcal/mol = -55,9 kJ/mol   , onde H o298 é o calor de neutralização a 1 atm e 25 oC, ou entalpia padrão de neutralização.

Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados o calor de neutralização assume valores diferentes. No caso do ácido acético, que é um ácido fraco, parte das moléculas não se encontram dissociadas. Isto é representado pela equação

CH3COOH + aq = CH3COOH(aq)   .

Em presença de uma solução aquosa de uma base forte, como o NaOH, a reação de neutralização pode ser descrita como

CH3COOH(aq) + OH-(aq) = CH3COO-(aq) + H2HO   ,   I

De acordo com a Lei de Hess, esta equação pode ser obtida somando-se as equações

H+(aq) + OH-(aq) = H2HO   ,   II     e

CH3COOH(aq) = CH3COO-(aq) + H+(aq)   ,   HIII ,

devendo-se fazer o mesmo com os efeitos térmicos dessas reações para obter o efeito térmico da reação global, isto é ,

HI H= II H+ III   .

A capacidade calorífica dos produtos pode ser calculada por:

Cp = mp.cp  

 Onde mp é a massa e cp o calor específico dos produtos. Em ambas as neutralizações aqui usadas como exemplo, consideramos soluções aquosas de ácidos e bases. Os produtos destas reações são também soluções iônicas aquosas. Neste caso, para soluções diluídas, o calor específico é aproximadamente igual ao calor específico da água, isto é, cp ~ 1 cal/g.oC . Sendo a massa dos produtos igual à massa dos reagentes, mp está determinada pela escolha das quantidades dos reagentes.

Assim, para determinar Q a partir da elevação de temperatura durante a reação realizada sob condições adiabáticas falta conhecer a capacidade calorífica do calorímetro, Cc. Isto pode ser feito em um outro experimento de calorimetria no qual uma quantidade de calor conhecida é fornecida ao calorímetro. Este experimento consiste em colocar uma quantidade conhecida de água à temperatura ambiente dentro do calorímetro e medir a temperatura de equilíbrio. Em seguida, acrescenta-se uma quantidade também conhecida de água aquecida a uma temperatura bem determinada. A água aquecida fornece calor ao sistema formado pelo calorímetro mais a água fria. A quantidade de calor fornecido é proporcional à variação da temperatura deste sistema, conforme a expressão descrita a seguir.

Sejam Tc a temperatura inicial da água fria em equilíbrio com o calorímetro, Ta a temperatura da água aquecida e Tf a temperatura final de equilibrio no calorímetro depois de acrescentada a água aquecida. Sejam, ainda, as massas de água quente e de água fria utilizadas ambas iguais a m. Finalmente, sejam c calor específico da água e Cc a capacidade calorífica do calorímetro. Então, considerando o calorímetro isolado adiabaticamente, o calor cedido pela água quente é igual ao calor recebido pela água fria e pelo calorímetro ou, dito de outro modo, a soma dos calores recebidos por todos os corpos no processo adiabático é igual a zero, isto é:

m.c.(Tf - Tc ) + Cc.(Tf - Tc ) + m.c.(Tf - Ta ) = 0   .

Portanto, isolando Cc nesta equação, encontra-se

Cc = 2.m.c.[ (Tc + Ta )/2 - Tf ] / (Tf - Tc )

Assim, conhecida a massa total de água, 2.m , pode-se obter Cc medindo as temperaturas Tc , Ta e Tf .

 De acordo com esta breve descrição teórica, o experimento para a determinação do calor de neutralização é realizado em duas etapas. Na primeira etapa, calibra-se o calorímetro, isto é determina-se Cc. Na segunda etapa, utiliza-se este mesmo calorímetro para encontrar Q.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Antes de iniciar o experimento, foi preciso encontrar a capacidade calorífica do calorímetro, calculando da mesma maneira do procedimento experimental das aulas anteriores.

Foi adicionado no calorímetro 100 mL de hidróxido de sódio a uma concentração de 0,5M, padronizada. A solução foi agitada moderadamente e foi registrada a temperatura a cada trinta segundos até que a solução entrasse em equilíbrio térmico. Pelo menos uns dois minutos.

Logo após foi adicionada ao calorímetro, 100 mL da solução de ácido clorídrico a uma concentração de 0,5M. O ácido clorídrico estava à mesma temperatura da solução de hidróxido de sódio. Agitou levemente e iniciou rapidamente a leitura da temperatura das soluções. Foi anotada a cada quinze segundos ate que permanecesse constante, por pelo menos dois minutos.

O procedimento foi repetido mais uma vez com o ácido clorídrico. Depois foi repetido mais duas vezes trocando o ácido clorídrico por uma solução de ácido acético.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Para a determinação do calor de reação de neutralização de ácidos e bases, é necessário calcular a capacidade térmica do calorífico que será utilizado para e experimento citado anteriormente.

Tabela 1 Valores referentes aos cálculos para a obtenção da capacidade calorífica do calorímetro.

Tf

Tq

Tmistura

Tf

Tq

I

31°C

60°C

40°C

9°C

-20°C

II

31,5°C

59°C

40°C

8,5°C

-19°C

Média

31,25°C

59,5°C

40°C

8,75°C

-19,5°C

Através do seguinte calculo foi obtida a capacidade calorífica do calorímetro.

 (99,57 g)

 (98,32 g)

 (1 cal)

Tendo em mente o objetivo do experimento, podemos dizer que:

Onde  é a variação de entalpia em temperatura constante no calorímetro, ao adicionarmos o ácido e a base ao experimento.

 

Para calcular o calor de neutralização do HCl com o NaOH utilizamos os seguintes cálculos:

Tabela 2 Dados referentes a reação de NaOH e HCl.

TNaOH

THCl

Tmistura

TNaOH

THCl

I

31°C

31°C

34,5°C

3,5°C

3,5°C

II

31°C

31°C

34°C

3°C

3°C

Média

31°C

31°C

34,25°C

3,25°C

3,25°C

Da mesma maneira os cálculos foram realizados com uma solução de ácido acético.

Tabela 3 Dados referentes a reação de NaOH e HAc.

TNaOH

THAc

Tmistura

TNaOH

THAc

I

30°C

30°C

33°C

3°C

3°C

II

30°C

30°C

33°C

3°C

3°C

Média

30°C

30°C

33°C

3°C

3°C

CONCLUSÃO

A partir dos dados obtidos conclui-se que o calor de neutralização da reação tanto do HCl com NaOH quanto do H3COOH com NaOH foi quase o mesmo. A variação obtida foi mínima, então constatou-se que houveram falhas na realização do experimento, pois, o mesmo foi realizado com a variação de ácido forte e ácido fraco o que provavelmente nos daria uma variação relativamente significativa. Por essa razão deduzimos que os resultados obtidos através dos cálculos estão incorretos.

BIBLIOGRAFIA

  1. Maham, Bruce M., Rollie J. Myers; Química: um curso universitário.

Tradução da 4ª edição americana. 1995-Editora Edgard Blücher LTDA.

  1. Peter Atkins, 2001.

The Elements of Physical Chemistry, Third edition foi editada originalmente em inglês em 2001. Esta tradução é uma publicação por acordo dom Oxford University Press. LTC – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A.

  1. Halliday D., Resnick R. Física. Vol 2, LTC Editora SA, 4a edição, 1986.

  1. TIPLER, P. Física, Gravitação, ondas e termodinâmica. Vol 2, 3a edição, 1994.

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