Este relatório tem o objetivo de apresentar os principais pontos comentados na Mesa Redonda do I...

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) = H2HO , 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) + H2HO , I
De acordo com a Lei de Hess, esta equação pode ser obtida somando-se as equações
H+(aq) + OH-(aq) = H2HO , 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 ,
HI 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
Maham, Bruce M., Rollie J. Myers; Química: um curso universitário.
Tradução da 4ª edição americana. 1995-Editora Edgard Blücher LTDA.
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.
Halliday D., Resnick R. Física. Vol 2, LTC Editora SA, 4a edição, 1986.
TIPLER, P. Física, Gravitação, ondas e termodinâmica. Vol 2, 3a edição, 1994.