QFL0605 - QUÍMICA GERAL FÍSICA (LICENCIATURA) – 2º. SEMESTRE 2009 RELATÓRIO DO EXPERIMENTO 07 (09.11.2009): DETERMINAÇÃO DA ENERGIA DE DISSOLUÇÃO DE CLORETOS DE METAIS ALCALINOS
Nomes:
CARL CARLOS OS HONO HONORA RATO TO DEUS DEUSDA DARÁ RÁ No USP USP 337 33794 941 1 FRAN FRANCI CISC SCO O DAS DAS CHA CHAGA GAS S N. SANT SANTOS OS No USP USP 5642 564284 840 0
Professora:
Elizabeth P. G. Arêas
a) OBJE OBJETI TIVO VOS: S: 1. Determinar Determinar a capacidad capacidadee calorífic calorífica a de um calorím calorímetro; etro; 2. Determinar a variação de entalpia de dissolução de cloretos de metais alcalinos em água e relacionar com as energias reticulares e de hidratação. b) PROCEDIMENTO PROCEDIMENTO EXPERIMEN EXPERIMENTAL, TAL, RESULTADOS RESULTADOS E COMENTÁRIOS: COMENTÁRIOS: 1. Determina Determinação ção da capacid capacidade ade calorífica calorífica do do calorímetro calorímetro Meça ça,, numa numa prov provet eta, a, 100m 100mLL de solu soluçã ção o 1.1. Me
1,0m 1,0mol ol/L /L de ácid ácido o clor cloríd ídri rico co (ano (anote te a molaridade correta dada no rótulo do frasco) e coloque no calorímetro. Junte 2 gotas do indicador fenolftaleína, agite com cuidado e anote a temperatura quando ela se tornar constante. ∼
Molaridade do ácido clorídrico: nHCl=0,876 mol/l (valor fornecido) Ao colo coloca carm rmos os o indi indica cado dorr feno fenolf lfta tale leín ína, a, a solu soluçã ção o fica fica inco incolo lorr evidenciando o caráter ácido da solução. Temperatura de equilíbrio da solução: t= 24,9 oC 1.2. Meça, numa proveta, 100mL de solução
1,0mol/L de hidróxido de sódio (anote a molaridade correta dada no rótulo do frasco) e meça a temperatura da solução, que deve ser aproximadamente a mesma do ácido, podendo-se tolerar uma diferença de até 0,2°C. ∼
Molaridade do hidróxido de sódio: nNaOH=0,916 mol/l (valor fornecido) Temperatura de equilíbrio da solução: t= 25,0 oC 1.3.Adicione com cuidado a solução de hidróxido de sódio à solução ácida contida no calorímetro e agite. Anote a temperatura máxima alcançada. Terminada a leitura, anote a cor da solução.
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Temperatura máxima: t= 30,3 oC Ao colocarmos o hidróxido de sódio na solução de ácido clorídrico, imediatamente, a solução se torna rosa evidenciando a passagem do ponto de viragem no qual a solução passa de um pH abaixo de 7 para um pH acima de 7. Entretanto, de acordo com o balanceamento/estequiometria da equação, teremos: HCl 1 mol
+
NaOH
H2O + NaCL
1 mol
1 mol
1 mol
Ou seja, 1 mol de ácido reage com 1 mol de base dando como produtos 1 mol de água e 1 mol de sal. Porém, as concentrações usadas (mol/l) dos reagentes não são exatamente igual a 1, mas; Molaridade do ácido clorídrico: nHCl=0,876 mol/l , Molaridade do hidróxido de sódio: nNaOH=0,916 mol/l . Como foi misturado as duas soluções em partes iguais de 100ml, foi obtido 200ml de solução, logo a concentração de cada substância caiu pela metade, ou seja, após a mistura a concentração ficou: Molaridade do ácido clorídrico: nHCl=0,438 mol/l . Molaridade do hidróxido de sódio: nNaOH=0,458 mol/l . Como a concentração da base é maior que a concentração do ácido, fica evidente que parte do hidróxido de sódio não irá reagir com o ácido, não ocorrendo a neutralização total da solução. Então, espera-se que a solução final fique um pouco básica, pois: HCl (aq) +
NaOH (aq)
0,0876moles
0,0916moles
H2O
+
0,0876moles
NaCL (aq) + NaOH (aq) 0,0876 moles
0,004moles
Salientamos que a quantidade de moles de água mostrada na reação acima é apenas a água resultante da reação, já que toda reação é realizada em meio aquoso. Vamos agora calcular a capacidade calorífica do calorímetro. Como estamos usando um calorímetro, esperamos um sistema isolado, no qual as trocas de massa e energia não são possíveis. Entretanto, tal sistema não é perfeito e para obtermos o balanço energético da reação de neutralização entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio, nestas condições, precisamos levar em consideração o calor absorvido pelo calorímetro.
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A equação termoquímica para a reação é:
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)
H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)
ΔHNEUTR = - 57,3 kJ/mol
E o balanço de energia envolvidas nas trocas será:
Equação 1
Qreação = Qsolução + Qcalorímetro
1) Cálculo de Qreação
Qreação = nH2O x |ΔHNEUTR | Qreação nH2O |ΔHNEUTR |
onde:
= é o calor liberado em módulo na reação; = número de moles de água formado; = a entalpia de neutralização em kJ/mol.
Qreação = 0,0876 mol x 57,3 kJ / mol Qreação = 5.019,5 J
2) Cálculo de Qsolução
Qsolução = m x c x Δt Qsolução c Δt
onde:
= é o calor absorvido pela solução; = calor específico da solução; = variação de temperatura.
A variação de temperatura foi de 5,3ºC (30,3 – 25,0), enquanto o calor específico da solução, no caso o NaCl formado, tiramos da tabela 1 em anexo, em função da concentração final deste sal. A concentração final do NaCl na solução é: concentração de NaCl = 0,0876mol/0,2l = 0,438 mol/l De acordo com a tabela 1 o valor para o calor específico para o NaCl com concentração de 0,438 mol/l é aproximadamente 4,01 (J/gºC). Na tabela 1 temos ainda que a densidade do sal que para concentração de 0,5 mol/l é de 1,01 g/ml. 3
Voltando à equação anterior, onde:
Qsolução = d x V x c x Δt Qsolução = 1,01 g/ml x 200 ml x 4,01 J/g oC x 5,3 oC Qsolução = 4.293,1 J
2) Cálculo de C, a capacidade do calorímetro:
Qcalorímetro = C x Δt Qcalorímetro C Δt
onde:
= é o calor absorvido pelo calorímetro; = capacidade calorífica do calorímetro; = variação de temperatura.
Qcalorímetro = C x 5,3 Da equação 1, que trata do balanço energético, teremos:
Qreação Qcalorímetro C x 5,3
= Qsolução + Qcalorímetro = Qreação – Qsolução = 5.019,5 – 4.293,1 = 726,4
Ccalorímetro = 137,1 J/oC
2.
Determinação do H de dissolução de cloretos de metais alcalinos
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2.1. Meça, numa proveta, 100mL de água destilada e coloque no calorímetro, agitando
com cuidado, até a temperatura se manter constante. Anote esta temperatura. Temperatura: t = 24,9 oC
2.2.Pese, em uma balança semi-analítica, quantidade suficiente de um dos cloretos (LiCl; NaCl; KCl), para obter 100mL de solução 1,0mol/L do sal. (obs. LiCl é muito higroscópico, devendo ser pesado rapidamente). NaCl, 1 mol/l, então 1 mol em 1 litro n moles em 100 ml e assim n = 0,1 mol de NaCl n = m / M, onde m é a massa de NaCl procurada e M é sua massa molar 0,1 mol = m / (1 x 22,98 + 1 x 35,45) m = 0,1 x 58,4 m = 5,84 g de NaCl ******************************************* KCl, 1 mol/l, então 1 mol em 1 litro n moles em 100 ml e assim n = 0,1 mol de KCl n = m / M, onde m é a massa de KCl procurada e M é sua massa molar 0,1 mol = m / (1 x 39,09 + 1 x 35,45) m = 0,1 x 74,5 m = 7,45 g de KCl ******************************************* LiCl, 1 mol/l, então 1 mol em 1 litro n moles em 100 ml e assim n = 0,1 mol de LiCl n = m / M, onde m é a massa de LiCl procurada e M é sua massa molar 0,1 mol = m / (1 x 6,94 + 1 x 35,45) m = 0,1 x 42,39 m = 4,23 g de LiCl
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2.3. Adicione o sal à água contida no calorímetro, agite continuadamente, com cuidado e anote a temperatura máxima (ou mínima, dependendo do sal) alcançada. Com as massas teóricas calculadas no item anterior, pesamos valores aproximados de massa para obtermos aproximadamente a concentração proposta pelo experimento. As massas reais medidas em balança eletrônica, a temperatura inicial, a máxima ou mínima temperatura obtida na reação, estão na tabela a seguir: Tabela 0 Massa (g) Calculada Medida 5,84 5,83 7,45 7,37 4,23 4,20
Substância NaCl KCl lic.
Temperatura ºC Inicial final 24,9 24,1 24,9 21,5 25,0 31,4
A seguir, determinamos a entalpia de dissolução ΔHdissolução dos cloretos de metais alcalinos através do seguinte balanço energético do processo de dissolução:
Qdissolução = Qsolução + Qcalorímetro Onde:
Qdissolução = nM+ x |ΔHdissolução| = calor absorvido/liberado na reação; nM+
= número de moles de cloreto de metal alcalino dissolvido;
M+
= Li+, ou Na+ ou K+
|ΔHdiss| = a entalpia de dissolução em kJ/mol = ΔHHIDR + U U = energia reticular em kJ/mol a 25 oC;
Qsolução = m x c x Δt = calor absorvido/liberado pela solução; c
= calor específico do sal obtido na tabela em anexo;
Δt = maior variação de temperatura obtida na reação Qcalorímetro = C x Δt = calor absorvido/liberado pelo calorímetro; C=137,1 J/oC = a capacidade do calorímetro calculada anteriormente; ************************************************************** 6
Para o NaCl:
NaCl(sólido)
Na+(aquoso) + Cl-(aquoso)
************************************************************** 1) Cálculo de Qsolução Temos 0,1 mol de NaCl / 100 ml = 1 mol/l E a concentração de NaCl na solução será: C = 1 mol/l Na tabela 2 em anexo temos a Densidade e Calor específico, e verificamos que para uma concentração de 1 mol/l de NaCl, teremos um calor específico de 3,89 J/g oC. Na mesma tabela, mostra que a densidade do sal para 1 mol/l de concentração molar é 1,04 g/ml.
Qsolução = m x c x Δt onde: Qsolução = d x V x c x Δt Qsolução = 1,04 g/ml x 100 ml x 3,89 J/g oC x (24,1 – 24,9) oC Qsolução = - 323,6 J 2) Cálculo de Qcalorímetro
Qcalorímetro = C x Δt Qcalorímetro = 137,1 J/oC x (24,1 – 24,9) oC Qcalorímetro = - 109,7 J
3) Cálculo de ΔHdissolução
Qdissolução = Qsolução + Qcalorímetro Qdissolução = -323,6 + (-109,7) J Qdissolução = - 433,3 J Mas,
Qdissolução = nM+ x |ΔHdissolução| |ΔHdissolução| = Qdissolução / nM+ |ΔHdissolução|= - 433,3 / 0,1 ΔHdissolução = 433,3 / 0,1 ΔHdissolução = 4,333 KJ/mol ‹‒ valor experimental
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4) Valor teórico de ΔHdissolução ΔHdissolução = ΔHHIDR + U Usando as tabelas 1 e 2, teremos, para o NaCl: ΔHHIDR = (-340 - 444+788)kJ/mol U = 788 kJ/mol ΔHdissolução
= - 784 + 788
ΔHdissolução = 4,00 kJ/mol ‹‒ valor teórico
************************************************************** Para o KCl:
KCl(sólido)
K+(aquoso) + Cl-(aquoso)
************************************************************** 1) Cálculo de Qsolução Temos 0,1 mol de KCl / 100 ml = 1 mol/l E a concentração de KCl na solução será: C = 1 mol/l Na tabela da Densidade e Calor específico do anexo, verificamos que para uma concentração de 1 mol/l de KCl, teremos um calor específico de 3,80 J/g oC. Na mesma tabela, determinamos a densidade do sal que para 1 mol/l de concentração molar teremos 1,05 g/ml.
Qsolução = m x c x Δt onde: Qsolução = d x V x c x Δt Qsolução = 1,05 g/ml x 100 ml x 3,80 J/g oC x (21,5 – 24,9) oC Qsolução = - 1356,6 J 2) Cálculo de Qcalorímetro
Qcalorímetro = C x Δt Qcalorímetro = 137,1 J/oC x (21,5 – 24,9) oC Qcalorímetro = - 466,1 J
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3) Cálculo de ΔHdissolução
Qdissolução = Qsolução + Qcalorímetro Qdissolução = - 1356,6 + (-466,1) J Qdissolução = - 1822,7 J Mas,
Qdissolução = nM+ x |ΔHdissolução| |ΔHdissolução| = Qdissolução / nM+ |ΔHdissolução| = Qdissolução / nM+ |ΔHdissolução |= -1822,7 / 0,1 ΔHdissolução = 18,227 KJ/mol ‹‒ valor experimental
4) Valor teórico de ΔHdissolução ΔHdissolução = ΔHHIDR + U Usando as tabelas do anexo, teremos, para o KCl: ΔHHIDR = (-340 - 361 + 718)kJ/mol U = 718 kJ/mol ΔHdissolução
= -701 + 718
ΔHdissolução = 17 kJ/mol ‹‒ valor teórico
************************************************************** Para o LiCl:
LiCl(sólido)
Li+(aquoso) + Cl-(aquoso)
************************************************************** 1) Cálculo de Qsolução Temos 0,1 mol de LiCl / 100 ml = 1 mol/l E a concentração de LiCl na solução será: C = 1 mol/l Na tabela da Densidade e Calor específico do anexo, verificamos que para uma concentração de 1 mol/l de LiCl, teremos um calor específico de 3,97 J/g oC. Na mesma tabela, determinamos a densidade do sal que para 1 mol/l de concentração molar teremos 1,03 g/ml.
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Qsolução = m x c x Δt onde: Qsolução = d x V x c x Δt Qsolução = 1,03 g/ml x 100 ml x 3,97 J/g oC x (31,4 – 25,0) oC Qsolução = + 2617 J 2) Cálculo de Qcalorímetro
Qcalorímetro = C x Δt Qcalorímetro = 137,1 J/oC x (31,4 – 25,0) oC Qcalorímetro = + 877,4 J
3) Cálculo de ΔHdissolução
Qdissolução = Qsolução + Qcalorímetro Qdissolução = + 2617 + 877,4 Qdissolução = +3494,4 J Mas,
Qdissolução = nM+ x |ΔHdissolução| |ΔHdissolução| = Qdissolução / nM+ |ΔHdissolução| = |Qdissolução / nM+| ΔHdissolução = - 3494,4 /0,1 ΔHdissolução = - 34,944 KJ/mol ‹‒ valor experimental
4) Valor teórico de ΔHdissolução ΔHdissolução = ΔHHIDR + U Usando as tabelas do anexo, teremos, para o LiCl: ΔHHIDR = (-340 - 558 + 861)kJ/mol U = 861 kJ/mol ΔHdissolução
= - 898 + 861
ΔHdissolução = - 37 kJ/mol ‹‒ valor teórico
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Instruções para Relatório: 1. Apresente os cálculos feitos para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro e da energia de dissolução do sal por você estudado. Em uma tabela coloque os valores das energias de dissolução dos sais: LiCl, NaCl e KCl. Vide os cálculos apresentados anteriormente para a capacidade do calorímetro e das energias de dissolução dos metais alcalinos. Tabela 1 Sal
Massa calc. (g) Massa med. (g) T inicial (ºC) Maior ΔT (ºC)
ΔHdiss exp. (KJ/mol)
ΔHdiss teór.(KJ/mol)
NaCl
5,84
5,83
24,9
24,1
4,33
4,00
KCL
7,45
7,37
24,9
21,5
18,23
17,00
LiCl
4,23
4,20
25,0
31,4
-34,94
-37,00
2. Calcule a energia de dissolução dos cloretos dos metais alcalinos (LiCl, NaCl, KCl), utilizando um ciclo termoquímico (ciclo tipo Haber-Born), considerando os valores de energia reticular e de entalpia de hidratação dos cloretos estudados. Compare os valores calculados a partir dos dados das tabelas fornecidas com os dados obtidos experimentalmente e comente. A partir dos dados da tabela podemos afirmar que o procedimento experimental utilizado para obtenção do valor da energia de dissolução é viável. Para o NaCl a proporção entre os valores teóricos e experimentais foi de 0,92 (4,00/4,33 = 0,92), para o KCl foi de 0,93 (17,00/18,23 = 0,93) e para o LiCl foi de 1,06 (-37,00/-34,94 = 1,05) ou seja, um erro menor do que 10%. 3. Explique a diferença das entalpias de hidratação dos cátions Li+, Na+ e K+. Entalpia de hidratação é a energia liberada quando se hidrata um mol de íons. Através da tabela periódica podemos concluir que os valores das entalpias de hidratação dos cátions citados acima pode ser considerada uma função de seus respectivos raios atômicos, pois para o metais alcalinos a energia de hidratação cresce do Li para o Cs a medida que o raio atômico também cresce nessa direção. 4. Comente a influência da carga e do raio dos íons sobre a energia reticular dos cloretos estudados. Como a carga nuclear efetiva é a mesma para todos os íons, quanto maior o raio do cátion menor será a atração pelo seus elétrons. Logo um cátion com um raio pequeno possui uma energia reticular maior do que um cátion com um raio maior, pois sabemos que a energia reticular é a energia necessária para dissociar um mol de um composto iônico, que por sua vez é inversamente proporcional ao tamanho do íon.
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ANEXO: TABELAS UTILIZADAS Dados Auxiliares: Tabela 2 - Densidade e Calor Específico Solução Concentração Densidade (g/mL) (mol/L) LiCl 2,00 1,05 1,00 1,03 0,50 1,01 NaCl 2,00 1,08 1,00 1,04 0,50 1,01 KCl 2,00 1,09 1,00 1,05 0,50 1,02
Calor específico (J/g °C) 3,59 3,97 4,05 3,80 3,89 4,01 3,47 3,80 3,97
Tabela 3 - H(hidratação), a 25 C Íon ∆H(hidratação) (kJ/mol) + Li - 558 + Na - 444 K+ - 361 Cl - 340 Tabela 4 - Energia reticular (U), a 25 C, e pontos de fusão de alguns cloretos de metais alcalinos sal U (kJ/mol) LiCl 861 NaCl 788 KCl 718
Bibliografia
http://www.tabelaperiodica.hd1.com.br/metaisalcalinos.htm - acessado em 14/11/2009 http:/nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/carina/docs/cap2.pdf - acessado em 14/11/2009
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