Prática 5 - relatório

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<p>PRÁTICA 5 - CALOR DE</p><p>NEUTRALIZAÇÃO</p><p>RIBEIRÃO PRETO, 2024</p><p>Físico-Química Experimental (5930183)</p><p>Profª. Drª. Ana Paula Ramos</p><p>Responsáveis Técnicos: Dr. Lourivaldo Santos Pereira e Dr. Claudio Neri</p><p>Estagiário PAE: Renan Ribeiro Betoloni</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Determinar o calor de</p><p>neutralização, bem como suas</p><p>entalpias (ΔH) de ácidos fortes e</p><p>fracos (do ácido clorídrico e do</p><p>ácido acético).</p><p>HCl (aq) + NaOH (aq) → Na (aq) + Cl (aq) + H O+ - 2</p><p>H CCOOH (aq) + NaOH (aq) → H CCOO (aq) + Na (aq) + H O23 3 +-</p><p>Reações envolvidas neste experimento:</p><p>Cor da solução final</p><p>Padrão primário: Biftalato de potássio</p><p>Titular o NaOH1.</p><p>n bifitalato (mol) = m bifitalato (g) = n NaOH (mol) = C NaOH (mol/L) ∙ V NaOH (L)</p><p>MM bifitalato (g/mol)</p><p>C NaOH (mol/L) = m bifitalato (g)</p><p>MM bifitalato (g/mol) ∙ V NaOH (L)</p><p>= 0,9793 mol/L</p><p>0,0026 L204,22 g /mol</p><p>0,52 g</p><p>0,9891 • 50 = 0,9793 • V base</p><p>∴ V base = 50,500 mL</p><p>0,9989 • 50 = 0,9793 • V base</p><p>∴ V base = 51,001 mL</p><p>2. Titular os ácidos</p><p>n ácido = n base</p><p>C ácido • V ácido = C base • V base</p><p>Volume de NaOH para neutralização dos ácidos na parte 4:</p><p>Foram utilizados 56 mL de NaOH!</p><p>2. Capacidade térmica do calorímetro</p><p>|ΔQ| = Q perdido - Q recebido = Q calorímetro = C ∙Δt</p><p>C ={(50,01 • 1 • (31,0-24,1) + 50,01 • 1 • (31,0-40,5)}/(31-24,1) = 18,8 cal / ͦ C</p><p>Q = m∙c∙Δt</p><p>c água = 1 cal / g • ͦ C</p><p>3. Determinação do calor de neutralização</p><p>*m frasco Dewar sem tampa = 412,23 g</p><p>*</p><p>*</p><p>HCl</p><p>|ΔQ| = 108,07 • 0,96 • (30,86-25) + 18,8 • 5,86 = 718,12 cal</p><p>|ΔQ| = 3006,07 J</p><p>|ΔQ| / n mols água = 3006,07 / 0,0495 = 60,8 KJ/mol = ΔH</p><p>HAc</p><p>|ΔQ| = 108,65 • 0,96 • 6,5 + 18,8 • 6,5 = 828,42 cal</p><p>|ΔQ| = 3467,77 J</p><p>|ΔQ| / n mols água = 3467,77 / 0,04994 = 69,4 KJ/mol = ΔH</p><p>n H2O = n HCl = C HCl • V HCl = 0,9891 • 0,05 = 0,0495 mol</p><p>n H2O = n HAc = c HAc • V HAc = 0,9989 • 0,05 = 0,04994 mol</p><p>3. Determinação do calor de neutralização</p><p>Sinal ΔH negativo para ambos os ácidos</p><p>Entalpia de dissociação do ácido acético</p><p>4. Discussão</p><p>Dados experimentais</p><p>Obtidos a partir da lei de Hess</p><p>Valor teórico da entalpia de neutralização de um ácido</p><p>forte e uma base forte corresponde a 55,86 kJ/mol,</p><p>calculado a partir das entalpias de formação padrão:</p><p>Sabendo que o valor obtido</p><p>experimentalmente foi de 60,8 kJ/mol</p><p>o erro percentual do experimento foi</p><p>de 8,16%</p><p>5. Conclusão</p><p>6. Referências</p><p>Ambas as reações de neutralização utilizando ácidos forte e fraco são exotérmicas,</p><p>onde seu caráter exotérmico pode ser observado principalmente pelo aumento da</p><p>temperatura do meio devido a energia liberada na neutralização em forma de calor.</p><p>As reações estudadas são, basicamente, a neutralização do íon hidrônio produzido da</p><p>dissociação do ácido com o íon hidroxila proveniente da dissociação da base.</p><p>A partir de um experimento simples foi possível estudar a termodinâmica envolvida em</p><p>reações de neutralização.</p><p>ATKINS, P. W.; DE PAULA, J.; KEELER, J. Atkins’ Physical Chemistry. 11. ed. Oxford: Oxford</p><p>University Press, 2019.</p><p>HARNED, H. S.; EHLERS, R. W. The dissociation constant of acetic acid from 0 to 60°</p><p>centigrade. Journal of the American Chemical Society, v. 55, n. 2, p. 652–656, fev. 1933.</p>