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Relatorio Calorimetria e determinação de entalpia de reações
Tipologia: Notas de estudo
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Relatório relativo ao dia 26/05/2010, a ser entregue no dia 02/06/2010, na disciplina de Físico-Química Experimental ministrada
pela professora Cristiane Borges, turma A.
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro. Determinar a variação de entalpia de neutralização de acido fortes e fracos com bases fortes.
2.1 Calorimetria Em termodinâmica a soma das energias cinética e potencial de um sistema é denominada energia interna, U. Experimentalmente, observa-se que é possível alterar a energia interna de um sistema por realização de trabalho sobre o sistema ou por aquecimento do mesmo. Essa con dição pode ser expressa da seguinte forma: ΔU = q + w onde w representa a soma de todos os tipos de trabalho que o sistema pode realizar. Portanto, se o sistema é incapaz de realizar qualquer tipo de trabalho, inclusive o de expansão (quando o sistema é mantido a volume
A calorimetria é o estudo do calor transferido durante um processo físico ou químico. Esta determinação baseia-se na Primeira Lei da Termodinâmica: “a energia interna de um sistema isolado é constante”. As medidas calorimétricas são realizadas para determinar a condutividade térmica ou capacidade calorífica de materiais, bem como ganhos e perdas de energia decorrentes de transformações físicas ou químicas. A parte da calorimetria que trata do estudo dos efeitos do calor que acompanham as reações químicas, formação de soluções e as mudanças do estado de agregação, como vaporização e a fusão, é denominada Termoquímica.
A termodinâmica química nos propicia o instrumento necessário para entender o que pode ou o que deve ocorrer em um processo químico. N o entanto, nada e dito sobre o quanto ou sobre quão rápido um processo químico irá ocorrer. As transformações físico-químicas são classificadas como endotérmicas acompanhadas por absorção de calor, ou exotérmicas, acompanhadas pela evolução de calor.
Um exemplo de reação exotérmica é a queima do hidrogênio. H 2 + 1/2O 2 H 2 O ΔH = -241,750 kJ
O calor é desprendido do sistema e por tanto é escrito com sinal negativo. Uma reação endotérmica típica seria a decomposição do vapor de água.
H 2 O H 2 + 1/2O 2 ΔH = 241,750 kJ
Como qualquer outra transferência de calor, o calor de uma reação depende das condições mantidas durante o processo na qual se realiza. Existem duas condições particulares que são importantes porque conduzem a calores de reação que são iguais a variação nas funções termodinâmicas. A primeira dessas condições é a de volume constante. Nesta condição o calor da reação medido é exatamente igual à variação de energia interna do sistema reagente. Esta condição é otimamente aproximada quando a reação é realizada numa bomba calorimétrica como a que é mostrada na Figura 1.
Figura 1. Bomba calorimétrica. A bomba calorimétrica é constituída de um vaso metálico de volume constante, dentro do qual é disparado o processo de interesse, como por exemplo, uma reação química. Este vaso opera mergulhado em um banho- maria que tem sua temperatura controlada. O conjunto do vaso mais o banho é o calorímetro. O calorímetro, por sua vez, encontra imerso em um outro banho de água para garantir o funcionamento adiabático.
A outra condição especial importante é a de pressão constante. Este é o caso dos experimentos que são acompanhados sob condições ordinárias de laboratório. Muitos calorímetros operam a pressão constante que é a da atmosfera, sendo um dos mais simples o frasco de Dewar (Figura 2). O frasco de Dewar é constituído de um recipiente de vidro que possui parede dupla. Dentro dessas peredes é feito vácuo para evitar perdas de calor do sistema para o ambiente por meio de condução. Algumas vezes as paredes internas são espelhadas para evitar trocas de calor pór irradiação.
Figura 2. Esquema de um frasco de Dewar.
O calor de reação medido neste caso é exatamente igual à variação de entalpia. em geral é necessário usar os dados obtidos por uma bomba calorimétrica de ΔU a fim de calcular ΔH usando a definição de variação de entalpia.
Essa medida pode ser facilmente realizada utilizando-se água, pois sua capacidade calorífica é conhecida, sendo seu valor de 4,184 Jg -1°C -1. Para tais cálculos, considera-se que o calor cedido por uma massa conhecida de água numa temperatura (t 1 ), é absorvido pelo calorímetro que está a uma temperatura (t 2 ), isto é:
Qcal = - QH 2 O
Após o sistema entrar em equilíbrio térmico a temperatura final do conjunto calorímetro/água é (t (^) f), então a capacidade calorífica do calorímetro pode ser determinada da seguinte relação:
Ccal(t (^) f-t 2 ) = -m cH 2 O(t (^) f-t 1 )
Onde: Ccal é a capacidade calorífica do calorímetro; m = massa de água utilizada; cH 2 O = calor especifico da água.
O calor envolvido em transformações químicas cumpre um papel essencial do ponto de vista tecnológico ( produção de energia mediante consumo de combustível), do ponto de vista metabólico (o balanço energético do organismo, a biossíntese de moléculas), no controle termodinâmico das reações, do ponto de vista químico-analitico (análise térmica), etc.
A variação de entalpia que é medida possui nomes especiais para alguns tipos de reações. Isso ocorre, por exemplo, no caso de reações de neutralização ( reações entre um ácido e uma base), no caso de dissolução de determinados solutos em um solvente, uma reação de combustão, formação. A entalpia de reação de neutralização de um ácido com uma base é conhe ci da como calor de neutralização ou entalpia de neutralização e é simbolizada por ΔneutrH. Da mesma forma, a entalpia de dissolução é simbolizada por Δ (^) disH (que também é chamada de calor de solução algumas vezes).
Para avaliar a variação de entalpia de uma determinada reação, mede- se a variação de temperatura cuidadosamente, acompanhando-se a temperatura durante um certo período de tempo. A reação produz um a súbita
elevação de temperatura, mas, após um certo tempo as perdas térmicas fazem com que a temperatura do calorímetro diminua. Além disso realizam-se tomadas de temperatura das soluções, por exemplo, numa determinação de entalpia de neutralização; em seguida mede-se a temperatura dos produtos de reação. A medida deve ser feita em um calorímetro com capacidade calorífica previamente determinada.
A determinação da entalpia molar de neutralização (Δ (^) neutrH (^) m ), pode ser feita através da seguinte equação:
ΔneutrHm = - CΔT/n
onde, n = número de mols neutralizados e C capacidade calorífica do calorimetro.
O valor encontra do para a reação de neutralização entre um ácido e uma base fortes pode ser escrita como:
H+^ + OH -^ H 2 O ΔH° 298 = -55,9 kJ/mol
No caso de ácidos e bases fracos, ou seja, que estão pouco dissociados, o valor medido para o calor de neutralização é menor que -55, kJ/mol, pois, parte da energia é usada para dissociação dos mesmos.
·2Termômetros ·3Suporte universal ·4Béqueres ·5Bico de gás ·6Provetas graduadas
mede-se a temperatura a cada 20 segundos até que a temperatura fique constante. Repetindo esse procedimento mais uma vez.
Repetindo-se esse procedimento com o ácido acético e com o H2SO4.
Após a montagem do sistema adicionou-se 300 mL de água destilada no frasco de Dewar, e aqueceu-se 100 mL de água destilada a 80 ºC, acompanhando a temperatura da água contida no frasco de Dewar até que a mesma permaneceu constante no valor médio de 17,65 ºC. Posteriormente adicionou-se os 100 mL aquecidos no frasco e mediu-se a temperatura de 20 em 20 segundos sendo a temperatura em que há estabilização do sistema de 31,45 ºC.
Tabela 1. Valores de estabilização da temperatura ambiente da água no frasco de Dewar
Temperatura de Estabilização 17,60 ºC 17,60 ºC 17,60 ºC 17,60 ºC 17,65 ºC 17,65 ºC 17,65 ºC
Para a temperatura de 80,00 ºC a densidade da água é 0,9711723 g/cm 3 portanto a massa de água a utilizada no processo foi de 97,12g. Sendo o calor especifico da água 4,184 J/gºC pode-se calcular a capacidade calorífica do calorímetro no valor de 1429,59 J/gºC, sendo essa a quantidade de energia
necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1g do calorímetro. O cálculo abaixo demonstram tais fatos.
C (^) cal (T (^) f – T 2 ) = -m c (^) H20 (Tf – T 1 )
Ccal (31,45 – 17,65) = (-97,12) (4,184) (31,45 – 80,00)
C (^) cal= 1429,59 J/g ºC
Realizou-se o mesmo procedimento sendo que a temperatura que água estabilizou a temperatura ambiente foi de 18,10 ºC e a temperatura da estabilização após adição de água a 80,00 ºC foi de 32,00 ºC. Como a temperatura da água aquecida é a mesma, a massa de água utilizada também é a mesma que do calculo anterior. Através destes dados pode-se encontrar uma capacidade calorífica de 1403,22 J/gºC. Com ambos os valores calculado encontrou-se um valor médio de 1416,41 J/gC.
Tabela 2. Valores de estabilização da temperatura ambiente da água no frasco de Dewar no 2 procedimento
Temperatura de Estabilização 18,00 ºC 18,05 ºC 18,05 ºC 18,10 ºC 18,10 ºC 18,10 ºC 18,10 ºC
4.2 Determinação do Calor de Neutralização
Utilizou-se os dados de temperatura obtidos para traçar o gráfico abaixo:
Gráfico 1: Temperatura x Tempo para o sistema HCl-NaOH.
A partir do gráfico pode-se observar que a uma diferença entre as temperaturas iniciais de HCl e NaOH calculando-se assim um valor médio de 17,75 ºC. Para a temperatura de estabilização do sistema utiliza-se o valor
médio de 20,33 ºC. A partir da reação estequiométrica e das concentrações utilizadas para o acido e para a base pode-se calcular que o HCl ficou em excesso de 0,02 mol sendo o número de mols neutralizados 0,06 mols. Através destes dados e da capacidade calorífica do calorímetro 1416,41 j/gºC pode-se calcular o valor de calor liberado pela reação sendo -60,9057 KJ/mol. Como mostra o calculo abaixo:
Q = ∆Hneutralização =
∆H (^) neutralização =
∆H (^) neutralização = -60,9057 KJ/mol
Para a segunda analise realizou-se as mesmas medidas sendo os valores da temperatura inicial e final contidos nas tabelas 5 e 6.
Tabela 5. Temperatura inicial para NaOH e HCl
Temperatura Inicial NaOH Temperatura Inicial HCl 18,25 ºC 17,00 ºC 18,30 ºC 17,00 ºC 18,25 ºC 17,00 ºC 18,25 ºC 17,00 ºC 18,25 ºC 17,00 ºC
Tabela 6. Temperatura Final da Neutralização
Temperatura Final Tempo (s) 20,00 ºC 30 20,15 ºC 60 20,20 ºC 90 20,20 ºC 120 20,20 ºC 150 20,20 ºC 180 20,20 ºC 210
médio de 20,16 ºC. A partir da reação estequiométrica e das concentrações utilizadas para o acido e para a base pode-se calcular que o HCl ficou em excesso de 0,02 mol sendo o número de mols neutralizados 0,06 mols. Através destes dados e da capacidade calorífica do calorímetro 1416,41 j/gºC pode-se calcular o valor de calor liberado pela reação sendo -58,5450 KJ/mol. Através dos valores calculados encontrou-se um valor médio para o calor liberado pela reação de neutralização de -59,7253 KJ/mol. A reação que ocorre entre um ácido e uma base pode ser resumidamente escrita como: H+^ + OH -^ H 2 O ∆H^0 =-55,9 KJ/mol
Portanto o valor esperado para o calor de neutralização era de -55,9 KJ/ mol. Através da média calculada pode-se encontrar um erro de 6,84311%. Este erro esta relacionado com a dificuldade de se medir a temperatura no momento em que ocorre a reação. O segundo a ser determinado foi a reação entre o H 2 SO 4 0,8 mol/L e NaOH 0,2 mol/L. Acontecendo a seguinte reação: H 2 SO 4 + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O
Primeiramente mediu-se a temperatura do H 2 SO 4 em um béquer e do
NaOH no frasco de Dewar. Os dados obtidos estão na tabela 7.
Tabela 7. Temperatura inicial para NaOH e H 2 SO 4
Temperatura Inicial NaOH Temperatura Inicial H 2 SO (^4) 17,80 ºC 17,80 ºC 17,80 ºC 17,90 ºC 18,00 ºC 18,10 ºC 18,10 ºC 18,20 ºC 18,10 ºC 18,10 ºC
Em seguida adicionou-se 100 ml de H 2 SO 4 em 300 ml de NaOH e
mediu-se a temperatura a cada 30 segundos até a estabilização do sistema. Os valores estão na tabela 8.
Tabela 8. Temperatura Final da Neutralização
Temperatura Final Tempo (s) 20,20 ºC 30 20,20 ºC 60 20,20 ºC 90 20,20 ºC 120 20,20 ºC 150
Utilizou-se os dados de temperatura obtidos para traçar o gráfico abaixo:
Gráfico 3: Temperatura x Tempo para o sistema H 2 SO 4 -NaOH.
Tabela 10. Temperatura Final da Neutralização
Temperatura Final Tempo (s)
20,00 ºC 30
20,10 ºC 60
20,20 ºC 90
20,20 ºC 120
20,20 ºC 150
Com estes dados pode-se construir o gráfico abaixo:
Gráfico 4. Temperatura x Tempo para o sistema NaOH- H 2 SO 4
A partir do gráfico pode-se observar que a uma diferença entre as temperaturas iniciais de H 2 SO 4 e NaOH calculando-se assim um valor médio de 18,11 ºC. Para a temperatura de estabilização do sistema utiliza-se o valor médio de 20,14 ºC. A partir da reação estequiométrica e das concentrações utilizadas para o acido e para a base pode-se calcular que o H 2 SO 4 ficou em
excesso de 0,02 mol sendo o número de mols neutralizados 0,06 mols. Através destes dados e da capacidade calorífica do calorímetro 1416,41 j/gC pode-se calcular o valor de calor liberado pela reação sendo -47,9219 KJ/mol.
Através dos valores calculados encontrou-se um valor médio para o calor liberado pela reação de neutralização de -50,0465 KJ/mol.
A reação que ocorre entre um ácido e uma base pode ser resumidamente escrita como:
H+^ + OH -^ H 2 O ∆H^0 =-55,9 KJ/mol
Portanto o valor esperado para o calor de neutralização era de -55,9 KJ/ mol. Através da média calculada pode-se encontrar um erro de 10,4714%. Este erro esta relacionado com a dificuldade de se medir a temperatura no momento em que ocorre a reação. Utilizando-se agora um acido fraco, Acido Acético 0,8 mol/L, realizou-se o mesmo procedimento. Primeiramente mediu-se a temperatura do Acido Acético em um béquer e do NaOH no frasco de Dewar. Os dados obtidos estão na tabela 11. Tabela 11. Temperatura inicial para NaOH e Ácido Acético
Temperatura Inicial NaOH Temperatura Inicial Ácido Acético 18,60 ºC 17,00 ºC 18,60 ºC 17,10 ºC 18,65 ºC 17,20 ºC 18,65 ºC 17,20 ºC 18,65 ºC 17,20 ºC
