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)   ,   H_III ,

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:

C_p = m_p.c_p  

 Onde m_p é a massa e c_p 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, c_p ~ 1 cal/g.^oC . Sendo a massa dos produtos igual à massa dos reagentes, m_p 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, C_c. 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 T_c a temperatura inicial da água fria em equilíbrio com o calorímetro, T_a a temperatura da água aquecida e T_f 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 C_c 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.(T_f - T_c ) + C_c.(T_f - T_c ) + m.c.(T_f - T_a ) = 0   .

Portanto, isolando C_c 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 C_c medindo as temperaturas T_c , T_a e T_f .

 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 C_c. 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, 4^a edição, 1986.

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