Universidade Federal de Uberlândia Instituto de Química Química Industrial
Determinação do calor de neutralização. neutralização.
Gustavo Freitas Igor Maluf Wutke Isadora C. Costa Mendes Lucianno Eduardo Fernandes Paulo A. Braga Silva Tatiane Fernanda de Souza Silva
Uberlândia
03/2012
1
Sumário
1-
Introdução...................................................................................................................... 3
2-
Objetivo.......................................................................................................................... 5
3-
Seção experimental........................................................................................................ 5
3-1 Materiais utilizados.................................................................................................. 5
3-2 Procedimento Experimental.....................................................................................5
4-
Resultados e discussões.................................................................................................7
5-
Conclusão..................................................................................................................... 14
6-
Referências bibliográficas............................................................................................ 14
2
1) Introdução O valor de ∆H pode ser determinado experimentalmente pela medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à pressão constante. Quando o calor flui para dentro ou para fora de uma substância, a temperatura da sustância varia. Experimentalmente, podemos determinar o fluxo de calor associado a uma reação química medindo a variação de temperatura produzida. A medição do fluxo de calor é a calorimetria; o aparelho utilizado para medir o fluxo de calor chama-se calorímetro.
[2]
As técnicas e os equipamentos aplicados em calorimetria dependem da natureza do processo estudado. Para muitas reações, como as que ocorrem em solução, é fácil controlar a pressão para que ∆H seja medido diretamente. Apesar de os calorímetros utilizados para trabalhos altamente acurados serem instrumentos de precisão, um calorímetro bem simples, do tipo “copo de isopor” é muito utilizado em laboratório de química geral para ilustrar os princípios da calorimetria. Uma vez que o calorímetro não é lacrado, a reação ocorre essencialmente sob a pressão constante da atmosfera.
[2]
Se supusermos que o calorímetro evita perfeitamente o ganho ou a perda de calor da solução para sua vizinhança, o calor obtido pela solução tem de ser produzido pela reação química sob estudo. Em outras palavras, o calor produzido pela reação, q r, é inteiramente absorvido pela solução; ele não escapa do calorímetro. (Supomos também que o próprio calorímetro não absorva calor. No caso do calorímetro de copo de isopor, essa é uma aproximação razoável porque o calorímetro tem condutividade térmica e capacidade calorífica muito baixas). Para uma reação exotérmica, o calor é “dispendido” pela reação e “obtido” pela solução, portanto, a temperatura da solução sobe. O contrário ocorre para uma reação endotérmica. O calor absorvido pela solução, q solução, é consequentemente igual em valor absoluto e de sinal contrário a partir de q r: qsolução = -qr. O valor de q solução é facilmente calculado a partir da massa da solução, de seu calor específico e da variação de temperatura:
qsolução= (calor específico da solução) x (gramas de solução) x ∆T = -qr (1)
Para soluções aquosas diluídas, o calor específico da solução será aproximadamente o mesmo da água, 4,18 J/gK. A equação 1 possibilita o cálculo de q r a partir da variação de temperatura da solução na qual a reação ocorre. Um aumento de temperatura (∆T > 0) [2]
significa que a reação é exotérmica (q r < 0).
3
A calorimetria é o estudo do calor transferido durante um processo físico ou químico. Um calorímetro é um dispositivo para medir o calor transferido. O dispositivo mais comum para medir
é a bomba calorimétrica adiabática.
[1]
A entalpia, H, é definida como:
(2)
Onde: p é a pressão do sistema e o v o volume. Como U, p e v são funções de estado, a entalpia também é uma função de estado, a variação de entalpia,
, entre um par de estados
inicial e final, é independente do processo que leva o sistema de um estado para o outro.
[1]
(a volume constante, sem trabalho extra),
no caso de uma variação finita,
(3)
Pode-se medir caloricametricamente a variação de entalpia acompanhando-se a variação de temperatura de uma transformação física ou química que ocorra a pressão constante. A entalpia de uma substância aumenta quando a temperatura se eleva. A relação entre o aumento de entalpia e a elevação de temperatura depende das condições, por exemplo, a pressão ou o volume ser constante.
[1]
A capacidade calorífica, a pressão constante relaciona a variação de entalpia com a variação de temperatura. Para uma variação infinitesimal de temperatura.
[1]
(4)
Se a capacidade calorífica for constante no intervalo de temperatura que se estiver investigando, tem que, para uma variação finita de temperatura.
[1]
, (a pressão constante) (5)
4
Como o aumento de entalpia pode ser identificado como o calor fornecido ao sistema a pressão constante, a forma prática desta última equação é.
(6)
2) Objetivo O presente experimento tem por objetivo determinar o calor de neutralização de uma reação utilizando técnicas experimentais, mais especificamente a calorimetria.
3) Seção Experimental 3-1 Materiais e reagentes utilizados 1 Frasco de Dewar de 500 mL 2 pipetas volumétricas de 50,0 mL 1 cronômetro 50 mL de solução de ácido clorídrico 0,800M 150 mL de solução de hidróxido de sódio 0,200M 1 garrafa com água gelada Termômetro 2 béqueres de 250mL Densímetro 1 pisseta com água destilada à temperatura ambiente
3-2 Procedimento experimental O presente experimento foi divido em duas partes, as quais chamou-se,a primeira etapa determinação da capacidade calorífica do calorímetro, e a segunda etapa, determinação do calor de neutralização.
Primeira etapa: Determinação da capacidade calorífica do calorímetro Colocou-se no calorímetro exatamente 150,0mL de água destilada à temperatura ambiente com auxílio de pipeta volumétrica. Agitou-se manualmente o sistema, e anotou-se a 5
temperatura a cada 20 segundos, marcados com auxílio de um cronômetro, até que a mesma se manteve constante. Nesse ponto, o calorímetro atingiu o equilíbrio térmico, e anotou-se a temperatura no interior do calorímetro, (Ti). Com uma pipeta volumétrica previamente gelada, mediu-se 50,0 mL de água gelada, mediu-se a temperatura da água gelada, (T f ). Abriu-se o calorímetro e esta quantidade de água gelada foi adicionada no interior do calorímetro, que foi fechado logo em seguida. Este processo deve ser feito o mais rápido possível. A mistura foi agitada manualmente e anotou-se a temperatura a cada 30 segundos com auxílio de um cronômetro até que esta manteve-se constante,anotou-se a temperatura da mistura no interior do calorímetro. (T e) Em seguida o calorímetro foi esvaziado e este procedimento foi repetido por mais uma vez.
Figura 3-2-1: Frasco de Dewar usado como calorímetro
6
. [3]
Segunda etapa: Determinação do calor de neutralização Com o auxílio de um densímetro mediu-se a densidade das soluções de ácido clorídrico, (0, 800 M) e de hidróxido de Sódio (0,200 M) Após o calorímetro ter sido esvaziado adicionou-se 150,0 mL de solução de hidróxido de sódio, 0,200M medidos com o auxílio de uma pipeta volumétrica. Agitou-se moderadamente, manualmente. A temperatura foi lida a cada minuto até que esta manteve-se constante, e anotou-se (T i). Mediu-se e anotou-se a temperatura da solução de ácido clorídrico 0,800M, abriu-se o calorímetro e adicionou-se 50,00 mL desta solução no calorímetro, em seguida este foi fechado. Analogamente ao que foi dito na primeira parte, este processo deve ser feito o mais rápido possível. A mistura foi agitada manualmente e anotou-se a temperatura a cada 30 segundos até que esta manteve-se constante e anotou-se (T f ). Em seguida o calorímetro foi esvaziado e este procedimento foi realizado mais uma vez.
4) Resultados e discussões Determinou-se a capacidade calorífica do calorímetro, considerando que a equação que estabelece que o calor no interior do calorímetro seja constante, o que pode ser escrito como:
(V)
Quando coloca-se corpos com temperaturas diferentes em contato dentro de um sistema isolado, o calor liberado pelo mais quente (T 1) foi absorvido pelo mais frio (T2), até atingir o equilíbrio, (Te).Considerou-se que o calorímetro isolado adiabaticamente, o calor cedido pela água à temperatura ambiente é igual ao calor recebido pela água fria e pelo calorímetro, em outras palavras, a soma dos calores recebidos por todos os corpos no processo é igual a zero, conforme mostra a equação (V).
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Tabela 4.1: Tabela referente à temperatura coletada para a primeira parte do procedimento experimental, para a primeira medida.
Temperatura inicial (ºC) antes Temperatura da água gelada Temperatura do equilíbrio (°C) do equilíbrio para água quente (ºC) (mistura de água quente + água fria) 26,2
7,0
21,6
26,2
7,0
21,4
26,2
7,0
21,8
Algumas considerações devem ser feitas, a respeito da água, considerou-se que a densidade da água sendo aproximadamente igual a 1,00 g/mL e que o seu calor específico(c), sendo aproximadamente igual a 1 cal/g ºC ou 4 184 J/g °C. As densidades para o ácido clorídrico e para o hidróxido de sódio foram medidos com o auxílio de um densímetro, e estão listados conforme mostra a tabela 4.2. Antes de determinar-se o calor de neutralização para a reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio, conforme mostra a reação abaixo:
Reação geral: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(aq) Reação na forma iônica: H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) +OH-(aq) H2O(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) Reação líquida: H+(aq) + OH-(aq) H2O(aq) Tabela 4.2: Tabela referente às densidades coletadas para a água, para o ácido clorídrico e para o hidróxido de sódio.
Densidades
Valores
Água
1,00 g/mL
Ácido Clorídrico Hidróxido de Sódio
1,014 g/mL 1,038 g/mL
A seguir segue os cálculos referentes para a capacidade calorífica para o calorímetro para a primeira medida, utilizou-se a equação (V), e substitui-se os dados coletados conforme mostra a tabela 4.1.
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(V)
(VI)
(-4,6° C) = 0 Ccal= 36,382 J / °C. Em um calorímetro isolado adiabaticamente, o calor liberado durante a reação de neutralização, (-
), é igual à quantidade total de calor recebida pelos produtos da reação e
pelo calorímetro. O calor de neutralização pode ser determinado pela elevação da temperatura durante o processo. Para esta etapa considerou-se que a massa dos produtos igual à m assa dos reagentes e, para as soluções diluídas, o calor específico como sendo aproximadamente igual ao calor específico da água.
Tabela 4.3: Tabela referente à temperatura coletada para a segunda parte do procedimento experimental, para a primeira medida.
Temperatura inicial (ºC) antes Temperatura do ácido (ºC)
Temperatura do equilíbrio (°C)
do equilíbrio para a base
(mistura de base + ácido)
25,3
26,1
28,6
25,9
25,9
28,9
25,5
24,6
28,4
Utilizou-se os respectivos valores da densidade do ácido e da base para converter o volume medido em gramas a fim de determinar o calor de neutralização para a referida reação, juntamente com os dados coletados listados na tabela 4.3.
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( ) ( ) Substituindo os dados coletados,
Para determinar o valor para o
,precisa-se determinar qual dos dois reagentes é o
limitante.Porém antes, deve ser feito a correção de ambas as concentrações, tanto para o ácido e para a base, utilizando os fatores de correção.
Para o ácido:
Para a base:
1,0150 mol ------ 1000 mL
1,0110 mol ------ 1000 mL
X
------ 50 mL
X
X= 0,05075 mols de HCL.
------ 150 mL
X= 0,15165 mols de NaOH.
Portanto, como a proporção é de 1 para 1, tem-se que o ácido é o reagente limitante, ou seja, com o número de mols do ácido é que determina-se o valor do
. Substituíram-se
os valores de q reação e o número de mols do reagente limitante, e encontrou-se o valor para o
.
(VII)
10
Como foi citado no procedimento experimental cada etapa do procedimento experimental foi realizada duas vezes, assim segue os cálculos referentes a segunda medida de ambas as etapas do procedimento. As medidas realizadas para as temperaturas nas diferentes situações da primeira etapa do procedimento foram listados na tabela 4.4.
Tabela 4.4: Tabela referente à temperatura coletada para a primeira parte do procedimento experimental, para a segunda medida.
Temperatura inicial antes do Temperatura da água gelada Temperatura equilíbrio
(ºC)
para
água (ºC)
do
equilíbrio
(mistura de água quente + água
quente
fria)
26,1
7,5
21,5
26,3
7,3
21,6
26,2
7,2
21,7
A seguir segue os cálculos referentes para a capacidade calorífica para o calorímetro para a primeira medida, utilizou-se a equação (V), e substituem-se os dados coletados conforme mostra a tabela 4.4.
(V)
(VI)
(-4,6° C) = 0 Ccal= 36,383 J / °C. Utilizou-se os respectivos valores da densidade do ácido e da base para converter o volume medido em gramas a fim de determinarmos, o calor de neutralização para a referida reação, juntamente com os dados coletados listados na tabela 4.3.
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Tabela 4.5: Tabela referente à temperatura coletada para a segunda parte do procedimento experimental, para a Segunda medida.
Temperatura inicial (ºC) antes Temperatura do ácido (ºC) do equilíbrio para a base
Temperatura do equilíbrio (°C) (mistura de base + ácido)
25,2
26,2
28,8
26,0
25,9
28,7
25,5
24,7
28,4
Utilizou-se os respectivos valores da densidade do ácido e da base para converter o volume medido em gramas a fim de determinarmos, o calor de neutralização para a referida reação, juntamente com os dados coletados listados na tabela 4.5.
( ) ( ) Substituindo os dados coletados,
Como já foi dito anteriormente para determinar-se o valor do
, foi calculado com
base no número de mols do reagente limitante, que neste caso é a base. Utilizou-se a formula (VII) e os dados referentes ao q
reação e
ao número de mols do reagente limitante, tem-se:
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(VII)
Calculou-se o erro relativo, tomando como valor verdadeiro para o
ou seja, o valor teórico, e tendo como o experimental a média das entalpias de reações
molares tem-se: (VII)
Onde: Erel: Erro relativo Vv: Valor verdadeiro Vexp: Valor obtido experimentalmente
Pode-se destacar algumas possíveis fontes de erros do experimento, como: durante o processo de abertura e fechamento do sistema; as pipetas volumétricas demoravam um certo tempo para esgotar a água e o ácido no interior do calorímetro; a água gelada ao ser dividida pelos grupos demorou um determinado tempo até ser utilizada. Um aspecto importante foi que não utilizou-se a pipeta volumétrica gelada para a realização dos experimentos. Outro aspecto muito relevante em toda essa discussão é que considera-se o sistema como sendo adiabático, mas este não é, o que implica em dizer que existe sim troca de calor entre o sistema e a vizinhança, principalmente durante a abertura e fechamento do calorímetro, o que pode influenciar na diferença entre os valores experimentais e o valor teórico. Vale destacar também, o erro de operador, durante a observação da temperatura até esta se mantivesse constante. Pode-se destacar alguns cuidados a serem tomados durante a execução deste experimento, aguardar o tempo necessário para que se estabeleça o equilíbrio térmico em cada passo. Quando o experimento for repetido, é possível que as temperaturas sejam um pouco diferentes. Por outro lado, o vaso Dewar pode ainda estar aquecido quando o experimento for repetido ou, se for resfriado com água corrente, pode estar a uma temperatura algo inferior à do ar na sala. Portanto, uma boa calibração do calorímetro depende de paciência e da anotação 13
meticulosa dos dados. Com esses cuidados, os valores obtidos para capacidade calorífica em sucessivas repetições deste procedimento devem variar pouco.
[3]
5) Conclusão Podemos concluir que o experimento foi realizado com sucesso, apesar dos aspectos negativos de operação, equipamento e isolamento térmico, pois o valor experimental encontrado foi muito próximo do verdadeiro. Em resumo, foi possível atingir o objetivo proposto, o que pode ser comprovado através da pequena diferença entre o valor experimental obtido e o valor teórico.
6) Referências Bibliografias 1. ATKINS, P.; PAULA, J. Atkins: Físico Química.v.1; 7ª ed; Rio de Janeiro: Ltc, p.46, 47 e 50; 2002.
2. BROWN, T.L; LEMAY H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a Ciência Central. v. único; 9ª ed; São Paulo: Pearson Prentice Hall, p.153 e 155; 2005.
3. Apostila do experimento 3 – Determinação do calor de neutralização fornecido pelo professor.
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