calor_de_solucao_e_neutralizacao

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TERMOQUÍMICA: CALOR DE SOLUÇÃO E CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
1. Introdução 
 
 As reações químicas, sob pressão constante, podem ser classificadas como 
endotérmicas ou exotérmicas de acordo com a variação de entalpia ou o calor 
envolvido no processo. A determinação deste calor pode ser feita através da Lei 
de Hess ou de medidas calorimétricas. É importante que nesta determinação 
experimental seja observado o estado físico dos participantes e o efeito que este 
exerce sobre os resultados obtidos. 
 O calor de solução é definido como o calor envolvido na dissolução de um 
mol de soluto em quantidade suficiente de solvente para constituir uma solução 
diluída, ex.: 
Soluto(s) + água  soluto (aq) 
 O calor de neutralização é o calor envolvido na reação de neutralização de 
um ácido por uma base com formação de um mol de água. Observa-se que 
quando tratamos soluções diluídas de ácidos fortes com soluções diluídas de 
bases fortes o calor liberado, por mol de água formado, é praticamente constante 
e independente da natureza dos ácidos ou bases envolvidos. Este valor, igual a 
-13700 cal.mol-1, a 25oC, é conseqüência da ionização completa dos eletrólitos 
fortes, exemplo: 
 
H+(aq) + NO3
-
(aq) + K
+
(aq) + OH
-
(aq)  K
+
(aq) + NO3
-
(aq) + H2O(l) 
 
ou seja, a reação que efetivamente se passa é : 
 
 H+(aq) + OH
-
(aq)  H2O(l) H
o
298K= -13,7kcal 
 
Este trabalho prático tem como objetivos determinar o calor de solução de um 
soluto (NaOH) em um solvente (H2O); determinar o calor de neutralização de um 
ácido forte (HCl) por uma base forte (NaOH); e verificar a lei de Hess. 
 
2. Materiais e reagentes 
 
 Calorímetro 
 Duas provetas de 100 mL 
 Duas provetas de 250 mL 
 Copinhos plásticos (café) para pesar o NaOH 
 Balança (precisão de 0,01g) 
 solução 0,5 mol/L de ácido clorídrico 
 Solução 1,0 mol/L de ácido clorídrico 
 Solução 1,0 mol/L de hidróxido de sódio 
 
 
 
 
 
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3. Procedimento experimental 
 
3.1 - Determinação do calor de solução do hidróxido de sódio sólido em água 
 Com uma proveta graduada medir 200mL de água destilada e transferir para o 
calorímetro. 
 Tampar o calorímetro, agitar de forma circular e medir a temperatura da água 
(Ti). Anotar na tabela 1. 
 Pesar 4,0 g de hidróxido de sódio e transferir para o calorímetro. Tampá-lo e 
agitar com cuidado durante 2 – 3 minutos até a completa dissolução do 
hidróxido de sódio. Fazer a leitura da temperatura final (Tf) e anotar na tabela 
1. 
 Descartar o conteúdo do calorímetro, lavá–lo e também o termômetro com 
água destilada. 
 
3.2 - Determinação do calor de neutralização da reação química entre a solução 
de HCl (aq) com NaOH (s) 
 
 Medir 200mL de solução de HCl (0,5 mol /L) e transferir para o calorímetro. 
 Tampar o calorímetro, agitar de forma circular e horizontal, e medir a 
temperatura (Ti). Anotar na tabela 1. 
 Pesar 4,0 g de hidróxido de sódio e transferir para o calorímetro. Tampá-lo e 
agitar com cuidado durante 2 – 3 minutos até a completa dissolução do 
hidróxido de sódio. Fazer a leitura da temperatura final (Tf) e anote na Tabela 
1. 
 Descartar o conteúdo do calorímetro, lavá–lo e também o termômetro com 
água destilada. 
 
3.3 - Determinação do calor de neutralização da reação química entre as soluções 
de HCl (aq) com NaOH (aq) 
 
 Utilizar uma proveta (100mL) e medir 100 mL de uma solução 1,0 mol/L de 
NaOH. Usar o termômetro do calorímetro e medir a temperatura (TNaOH). 
 Lavar o termômetro. 
 Medir 100 mL de uma solução 1,0 mol/L de HCl e transferir para o calorímetro. 
Tampá-lo, agitar de forma circular e horizontal, e medir a temperatura da 
solução de HCl (THCl). 
 Transferir a solução de NaOH para o calorímetro, fechá-lo e agitá–lo , com 
cuidado, durante 2 minutos. Anotar, na Tabela 1, a temperatura final (Tf) no 
interior do calorímetro. 
 Descartar o conteúdo do calorímetro e lavá–lo, fazer o mesmo com o 
termômetro. 
 A temperatura inicial (Ti) é a média entre as duas medidas das soluções de 
HCl e NaOH, anotar esta média na Tabela 1. 
 
 
 
 
 
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4. Apresentação e discussão dos resultados 
 
Anotar os dados experimentais na Tabela 1 e completá-la de acordo com os 
cálculos descritos abaixo. 
 
TABELA 1: Valores das temperaturas medidas e das entalpias de acordo com cada reação. 
ETAPA Ti Tf ∆T ∆H1 ∆H2 ∆H3 
3.1 
3.2 
3.3 
NOTA: A temperatura inicial para o cálculo do ∆H3 é dada por: Ti = (TNaOH + THCl)/2. 
 
4.1 - Calor de dissolução do NaOH(s) (∆H1) 
 
ETAPA 3.1: NaOH(s) + H2O  NaOH(aq) H1 
 
H1 = - [ . V. cNaOH. t + Kcalorímetro. t] 
 
 Considerando: 
 V : volume da solução resultante em mL 
  : densidade da solução resultante. 
 cNaOH = calor específico da solução de NaOH. 
K : constante do calorímetro (determinada previamente em cal. grau-1) 
 tf : temperatura final no interior do calorímetro 
 ti : temperatura inicial no interior do calorímetro, 
 t = tf –ti 
 
4.2 - Calor de neutralização do HCl (aq) pelo NaOH (s) (H2) 
 
ETAPA 3.2: NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) H2 
 
H2 = - [ . V. cNaCl. t + Kcalorímetro. t] 
 
4.3 - Calor de neutralização do HCl (aq) pelo NaOH (aq) (H3) 
 
ETAPA 3.3: NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H3 
 
H3 = - [ . V. cNaCl. t + Kcalorímetro. t] 
 
Considerando que na experiência realizada a determinação do H envolveu a 
formação 0,1 mol de H2O a partir de 0,1 mol de ácido clorídrico e 0,1 mol de 
hidróxido de sódio, calcular para 1,0 mol de água. Fazer a comparação entre o 
valor obtido para o calor de neutralização de um ácido forte por uma base forte, 
∆H3 e o valor de ∆Hneutralização da literatura ( - 13,7 kcal . mol
-1). 
 
 
 
4 
 
4.4 – Aplicação da Lei de Hess 
 
Aplicar a lei de Hess considerando as equações abaixo: 
 
ETAPA 3.1: NaOH(s) + H2O  NaOH(aq) ∆H1 
ETAPA 3.3: NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O ∆H3 
________________________________________________________________ 
 NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) ∆H2 
 
Por medida direta comparar o valor obtido na aplicação da lei de Hess com 
o valor experimental obtido na etapa 4.2 e calcular o erro relativo (%). 
 
ANEXO: VALORES DA LITERATURA QUE SERÃO UTILIZADOS NOS 
CÁLCULOS 
 
 TABELA 2: Valores das capacidades caloríficas dos calorímetros utilizados. 
Calorímetro 01 02 03 04 
K/ cal.grau-1 12,08  0,34 12,06  1,27 8,31  1,07 10,14  0,93 
Calorímetro 05 06 07 08 
K/ cal.grau-1 17,04  0,76 17,18  0,98 17,04  0,91 18,40  1,62 
 K= capacidade calorífica (caloria/ grau), K  ts/ (n)
1/2
 , para nível de confiança de 95% 
 
 
 TABELA 3: Valores de calor específico e densidade das soluções 
Solução resultante Densidade/g.mL calor específico/cal.g-1.grau-1 
NaOHaq (0,5 mol/L) 1,02 0,98 
NaClaq (0,5 mol/L) 1,02 0,95