Determinação da Entalpia de Neutralização

Determinação da Entalpia de Neutralização

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Objetivos:

Determinar a entalpia de neutralização e dissolução de uma reação.

Introdução

As equações termoquímicas

Podemos observar que quando uma reação química se realiza á pressão constante, a quantidade de calor liberado ou absorvido é expressa pela variação da entalpia do sistema. Isso é chamado usualmente de calor de reação, ou entalpia da reação, é representado por ΔH ou ΔH reação, e seu sinal indica se a reação é endotérmica ( absorve calor) ou exotérmica ( libera calor).

Sinal de ΔH

Reação

+

Endotérmica

-

Exotérmica

A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada pela equação:

Qc+ Cr = QT

C.ΔT +m.c.ΔT= QT

Onde

Qc: quantidade de calor do calorímetro

Cr: calor da reação

QT: quantidade de calor total

C : capacidade calorífica do calorímetro

ΔT: variação da temperatura (temperatura final – temperatura inicial)

M: massa

c: calor especifico da água

A combinação de uma reação química balanceada e o correspondente valor de ΔH para a reação á chamada de equação termoquímica.

A lei de Hess diz que a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos independe do numero de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.

Quando as equações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas, os valores de ΔH correspondentes podem ser somados.

A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização e o composto iônico produzido na reação é chamado sal.

A forma geral de uma reação de neutralização de um acido forte e uma base forte é:

Acido + base  sal + água

Em qualquer reação de neutralização, o cátion do sal vem da base e o anion vem do acido.

Outro exemplo é a reação entre acido nítrico e hidróxido de bário:

2HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq)  Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(aq)

O resultado de qualquer reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte em água é a formação de água a partir de íons hidrônio e íons hidróxido.

Quando escrevemos a equação iônica simplificada da neutralização de um acido fraco ou uma base fraca, temos de usar a forma molecular do ácido ou base fracos, que é a espécie dominante em solução.

Assim escrevemos a equação iônica simplificada da reação do acido fraco HCN com base forte NaOH em água como :

HCN(aq) + OH-(aq)  H2O(aq) + CN-(aq)

(Acido fraco)

De forma semelhante, ocorre com a amônia e HCl:

NH3(aq) + H+(aq)  NH4+(aq)

(Base fraca)

Arrehnius definiu ácido como uma substancia contendo hidrogênio que produz íons H+ em solução e base como uma substancia que produz OH- em solução.

A neutralização foi descrita por Arrehnius como a combinação destes íons para formar água:

H+ (aq) + OH-(aq)  H2O

Isto está de acordo com a observação de que, quando uma solução diluída de HCl, HBr, HI, HNO3 ou HClO4 é neutralizada por uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2 ou La(OH)3, o calor de neutralização molar, ΔH neutralização, é sempre o mesmo: -55,9 KJ por mol de água formada. Isto sugere que, quando ácidos fortes são neutralizados por bases fortes, ambos em meio aquoso, os cátions e os ânions provenientes da base e do ácido, respectivamente, não se unem para formar o sal, mas permanecem dissociados na água. Portanto, a variação de entalpia observada na neutralização de um ácido forte monoprótico e uma monobase, o que resulta em um mol de água, é apenas a entalpia padrão molar da formação da água:

H+(aq)+ OH-(aq)  H2O(aq) ΔHneut= -55,9 KJ mol/L

A variação de entalpia de uma reação pode ser calculada pela equação já descrita:

Qc+ Cr = QT

C.ΔT +m.c.ΔT= QT

Procedimento experimental

a) Materiais utilizados

- Calorímetro;

- Solução de NaOH 0,2 mol/L;

- Solução de HCl 0,8 mol/L

- Provetas de 50 ml e de 250 ml.

b) Procedimentos

Com a proveta de 250 ml, mediu-se 200 ml da solução de NaOH 0,2 mol/L, e transferiu-se para o calorímetro. Homogeneizou-se o sistema e aferiu-se a temperatura, após alcançado o equilíbrio térmico do sistema formado pela solução e pelo calorímetro.

Como as soluções tinham concentrações diferentes, para que a reação de neutralização fosse total, foi calculada a quantidade estequiométrica de ácido clorídrico a ser utilizado. De acordo com os cálculos, foi utilizado o volume de 50 ml de HCl 0,8 mol/L, o qual foi medido com a proveta de 50 ml e transferido para o calorímetro. O sistema foi agitado, para que fosse atingido o equilíbrio térmico, e foram medidas algumas temperaturas, em intervalos de tempo de aproximadamente 20 segundos.

Resultados e Discussões

A temperatura de equilíbrio térmico do sistema formado pelo calorímetro e pela solução de NaOH foi de 27ºC ou 300K.

Após o equilíbrio térmico do sistema final ser atingido, as temperaturas aferidas foram:

Intervalo de tempo (s)

Temperatura aferida (ºC / K)

20

29 / 302

40

29 / 302

60

29 / 302

Então, a entalpia de neutralização das soluções utilizadas pode ser calculada pela equação demonstrada anteriormente, considerando-se o valor da capacidade calorífica (corrigida) obtida na prática anterior, equivalente a 179,31 J K-1 ou 42,86 cal K-1,que a diferença de temperatura foi de 2ºC ou 2K, que a massa da solução final pode ser tida apenas como a massa da água (considerando-se = 1g/ml) e que o calor específico da água é de 1cal K-1g-1 ou 4,184 J K-1g-1:

Como a reação ocorrida a partir dos volumes utilizados das soluções não é de 1 mol, mas sim de 0,04 mol, esta é a entalpia de neutralização dos 0,04 mol. Portanto, a entalpia molar de neutralização é:

Como a neutralização é uma reação exotérmica, este valor é negativo, e a entalpia de neutralização encontrada neste experimento foi de -14,643 Kcal mol-1.

Conclusões

Comparando-se o resultado encontrado e o valor tabelado de entalpia de neutralização de uma base forte por um ácido forte, pode-se concluir que os valores são muito próximos, indicando relativa exatidão no experimento realizado. Algumas diferenças entre estes valores podem ser atribuídas à alguma pequena liberação de energia pelo calorímetro.

Referencias

1 ATKINS, JONES. Princípios de Química. 3º edição. Bookmans. Porto Alegre: 2006, pg 90-91.

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