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Relatório de dissolução do cloro ativo na Água sanitária
Tipologia: Trabalhos
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Trabalho apresentado ao curso de licenciatura em química da Universidade Federal do Pará como requisito avaliativo. Profa^ Dra. Ana Paula Carriço de Lima. BELÉM-PA SETEMBRO/
A variação da entalpia de dissolução de metais alcalinos, como o cloreto de sódio (NaCl) e o cloreto de potássio (KCl) em água é um fenômeno termodinâmico importante, em que descreve a quantidade de calor absorvida ou liberada quando esses sais se dissolvem em água. Os metais alcalinos são conhecidos por sua reatividade química e sua interação com a água é particularmente interessante devido às implicações práticas e teóricas. A compreensão da variação da entalpia de dissolução está intrinsecamente relacionada a dois conceitos fundamentais: as energias reticulares e a energia de hidratação. A dissolução desses sais em água é um processo exotérmico, no qual significa que libera calor para o ambiente. Isso ocorre porque as forças atrativas entre os íons do sal e as moléculas de água superam as forças de repulsão entre os íons. Quando os íons se separam e se dispersam na água, a energia é liberada na forma de calor. As energias reticulares referem-se à energia necessária para separar os íons de uma rede cristalina sólida e convertê-los em íons livres no estado gasoso. Nos cloretos de metais alcalinos, como o cloreto de sódio (NaCl) e o cloreto de potássio (KCl), os íons positivos (Na⁺ ou K⁺) e os íons negativos (Cl⁻) estão, fortemente, ligados por forças eletrostáticas na forma sólida. A dissolução desses compostos em água envolve quebrar essas ligações iônicas, o que requer uma quantidade significativa de energia. Esta etapa é endotérmica, ou seja, consome calor. Por outro lado, a energia de hidratação é a quantidade de calor liberada quando os íons dissolvidos interagem com as moléculas de água para formar íons hidratados. A água é uma molécula polar, e os íons dissolvidos são atraídos por essa polaridade. Quando íons como Na⁺ ou K⁺ se dispersam na água, as moléculas de água circundantes se organizam em torno deles, formando uma "casca" de solvatação. Essa etapa é exotérmica, ou seja, libera calor. Nos quais pode ser medida, experimentalmente, para determinar a quantidade exata de calor envolvida no processo de dissolução. Normalmente, essa entalpia é expressa em unidades de energia por quantidade de substância, como kJ/mol, sendo influenciada por fatores como a concentração da solução, a temperatura e a pressão. Em setores industriais, essa variação é aplicada em uma variedade de processos, desde a produção de sais até a formulação de produtos químicos e farmacêuticos. A justificativa para a escrita deste relatório debruça-se sobre o estudo dessas variações de entalpia, uma vez que contribui para uma compreensão mais profunda dos princípios termodinâmicos envolvidos nas reações quími
2.1 Geral Analisar a variação de entalpia da dissolução dos compostos NaCl e KCl em um calorímetro. 2.2 Específicos ● Determinar a variação de entalpia de dissolução de cloretos de metais alcalinos em água ● Relacionar com as energias reticulares e energia de hidratação 3 MATERIAIS E REAGENTES 3.1 Materiais ● Um calorímetro; ● Um termômetro digital; ● Uma proveta de 100ml; ● Um vidro de relógio; ● Uma espátula; ● Balança analítica. 3.2 Reagentes ● NaCl(s); ● KCl(s). 4 METODOLOGIA Para este procedimento, a metodologia escolhida foi Ciclo de Born-Haber baseado nas medidas das variações de calor numa série de processos químicos relacionados. O método do ciclo de Born-Haber é uma abordagem teórica usada para calcular a entalpia de formação de
libera energia. Portanto, a energia reticular é maior em NaCl do que em KCl, o que significa que a atração entre íons em NaCl é mais forte do que em KCl. Fₑ= (q₁q₂)/r² (1) A energia de hidratação refere-se à energia liberada ou absorvida quando íons são cercados por moléculas de água e dissolvidos em uma solução aquosa. Quando um íon é colocado em água, as moléculas de água interagem com o íon de maneira a reduzir a atração entre os íons (uma vez que o íon é separado de seu contrário) e permitir sua dispersão na solução. Essa interação entre as moléculas de água e os íons resulta em uma liberação líquida ou absorção de energia. Se a energia de hidratação for maior que a energia reticular, o composto iônico será solúvel em água; caso contrário, o composto não será solúvel. 5.2 Tratamento de dados A solubilidade dos cloretos alcalinos, como o cloreto de sódio (NaCl) e o cloreto de potássio (KCl), em água depende de vários fatores, incluindo temperatura e pressão. O NaCl é altamente solúvel em água e é uma substância iônica muito comum e amplamente utilizada. A solubilidade do NaCl aumenta com o aumento da temperatura, ou seja, o NaCl pode ser dissolvido em água quente do que em água fria. A solubilidade do NaCl em água a 25°C (temperatura ambiente) é de aproximadamente 36 gramas de NaCl por 100 mL de água. NaCl dissocia-se completamente em íons Na+^ e Cl-^ quando é dissolvido em água, o que contribui para sua alta solubilidade. O KCl também é solúvel em água, mas sua solubilidade é ligeiramente menor em comparação com o NaCl. Assim como no caso do NaCl, a solubilidade do KCl aumenta com o aumento da temperatura. Isso significa que mais KCl pode ser dissolvido em água quente do que em água fria. A solubilidade do KCl em água a 25°C (temperatura ambiente) é de aproximadamente 34 gramas de KCl por 100 mL de água. Tabela 01 - Valores referentes a massa e temperatura dos sais. SAL MSAL (g) TA (^0 C) TSOLUÇÃO (^0 C)
(CAL)
POR MOL) NaCl 5, 85 24 0 C 23 0 C -1 0 C KCl 7, 45 24 0 C 20 0 C -4 0 C
● Calor em cal do NaCl Qnacl= Mc.Cc. AT+ ms. Cs. AT Qnacl=69,85×0,16×(-1)+(1,04×100)×0,93×(-1) = -107,892 cal ● Calor em cal do KCl Qkcl=Mc.Cc. AT+ ms. Cs. AT Qkcl=69,85×0,16×(-4) + (1,05×100)×0,91×(-4)= - 426,904 cal ● Qp= AH nNaCl= m = 5,85 = 0,1 nkCl= m = 7,45 = 0, mol 58,5 mol 74, .A[H]nacl = AH = 107,89 = 1.078,9 cal/mol n 0, A[H] kcl = AH = 426,90 = 4.269,0 cal/mol n 0, ● Variação de entalpia ao longo de uma transformação qualquer ΔHdiss = ΔHhidrat (Na+) + ΔHhidrat (Cl-) + U (NaCl) ΔHdiss = (-97,8 kcal/mol) + (-91,1 kcal/mol) + 185 kcal/mol = - 3,9 kcal/mol ΔHdiss = ΔHhidrat (K+) + ΔHhidrat (Cl-) + U (KCl) ΔHdiss = (-77,0 kcal/mol) + (-91,1 kcal/mol) + 168 kcal/mol = - 0,1 kcal/mol %Erro nacl= [vT-vE] x100 = [-3,9-(-1,07)] ×100 = 72,56% vT -3, %Erro kcl= [vT-vE] x100 = [-0,1-(-4,27)]×100 = 41,70% vT -0,
WILLIAMS, ROBERT J. P. A química inorgânica da vida. In: HALL, Nina. Neoquímica: A Química Moderna e Suas Aplicações. 1ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2004. DEMICHELI, C. P.; MAIA, E. C. P. Química de Coordenação em Sistemas Biológicos. In: Farias, R. F. (Organizador). Química de Coordenação. São Paulo: Editora Átomo, 2003. CHISHOLM, Malcolm. A vestimenta dos íons metálicos: a química de coordenação na virada do milênio. In: HALL, Nina. Neoquímica: A Química Moderna e Suas Aplicações. 1ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2004. BALL, D. W. Fisico-Química. Volume 1. 1 ed. São Paulo: Cengage Learning, 2005. ATKINS, P. W. PAULA, J. de. Fundamentos de Físico-Química. Vol 1. 5 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2003. SILVA, L. A; MARTINS, C. R; ANDRADE, J. B Por que todos os nitratos são solúveis? Quim. Nova, Vol. 27, No. 6, 2004.
1. Conceitue e dê exemplos de: A) Erro sistemático; R = Pode ser compreendido como erro que ocorre em decorrência de problemas em calibração do instrumento laboratorial, dessa forma, pode ser reduzida a aparição de possíveis erros ao utilizar as medições com quantitativo considerável de instrumentos semelhantes. Exemplos: Posicionamento inadequado de um aparelho de análise e mau preparo do analista. B) Erro acidental; R = Caracteriza-se de causas indeterminadas e afetam de modo imprevisível as medidas, estes erros podem aparecer como flutuações que estão relacionadas a precisão da medida, uma vez que nunca são eliminados e seu efeito e quantificação mediante aos métodos estatísticos. Exemplos: Erros devidos à variação de temperatura, pressão, umidade e erro do analista quanto ao valor observado em escalas do instrumento. A) Erro semi-acidental R = Configura-se em um erro devido a maneira de se trabalhar ou até mesmo com a instrumentação utilizada. Exemplo: Esvaziamento incompleto de um béquer. 2. Diferencie precisão de exatidão R = A precisão é usualmente quantificada como o desvio padrão de uma série de medidas já a exatidão de uma medida é a distância estimada entre a medida e um valor “verdadeiro”, “nominal”, “tomado como referência”, ou “aceito”. 3. Dê as definições de Erro Absoluto e Erro relativo. Cite exemplos R = O Erro Absoluto é a diferença entre o valor verdadeiro e a aproximação; Onde é o valor verdadeiro e a aproximação. Já o Erro Relativo é a relação entre o Erro Absoluto e o valor verdadeiro. Exemplo: Estimou-se que em uma bolsa há 160 moedas, mas ao contar uma a uma, constatou-se que realmente havia 156. Erro absoluto: ϵ = |156-160| = 4 moedas. Erro relativo = 4 / 156 = 0,026 = 2,6%.
d) 25, 5555; R = 2,55 x 10^2 e) 2144, 4; R = 2,14 x 10^3 f) 82, 365; R = 8,23 x 10^1 g) 19, 995; R = 1, 99 x 10^1
8. Na determinação da temperatura de cristalização de uma substância orgânica, sabe-se que a distribuição é aproximadamente normal e, encontrou-se os seguintes dados citados na tabela abaixo. Medidas Ti (^0 C) 1 22, 341 2 22, 351 3 22, 343 4 22, 352 5 22, 350 6 22, 335 7 22, 333 Sobre estes dados calcular: a) Média A fórmula da média é : X = X 1 + X 2 + … + Xn / n logo, o resultado será 22, 34357143 a) Desvio padrão A fórmula é descrita como: logo, o resultado será **7,7567197 x 10-
Se for considerada a média como o valor mais provável no caso, calcule os desvios absolutos e os desvios relativos R = A fórmula da média é : X = X 1 + X 2 + … + Xn / n Portanto, a média será 52, 377 Aplicando o valor determinado na média, determina-se o desvio absoluto: 52, 388 - 52, 377 = 0, 011 52, 393 - 52, 377 = 0, 016 52, 351 - 52, 377 = - 0, 026 Com os valores determinados no desvio absoluto, determina-se o desvio relativo: 0, 011/ 52, 377 = 2, 100 x 10- 0, 016/ 52, 377 = 3, 054 x 10-
