Calorimetria

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Experimento 1 – Calorimetria

Físico-Química Experimental

        Resumo

        

A capacidade calorífica do calorímetro foi determinada medindo-se o calor de neutralização de HCl com NaOH. Apartir do valor de capacidade calorifica determinou-se  as variações de entalpia na dissolução de sais de metais alcalinos em água e na reação entre magnésio metálico e HCl, os resultados obtidos foram comparados com valores de variação de entalpia calculados pela lei de Hess, baseando-se nos calores de formação padrão, na energia reticular e nas entalpias de hidratação. Os resultados experimentais foram próximos aos teóricos, a falta de um sistema adiabatico pode ser a principal causa dos desvios ocorridos.

        

Procedimento Experimental

        

O experimento foi dividido em cinco etapas:

• ETAPA 1: Padronização do NaOH

                Preparou-se uma solução de NaOH pesando-se 10,0326 g de NaOH (s) em um béquer de 250 mL. Com uma proveta de 100 mL, mediu-se 150 mL de água destilada para diluir o NaOH. Transferiu-se a solução para um erlenmeyer de 250 mL e adicionou-se mais 100 mL de água destilada, medidos na proveta. Em outro erlenmeyer, de 100 mL, pesou-se 2,036 g de biftalato de potássio e diluiu-o em, aproximadamente, 20 mL de água destilada, medida com uma proveta de 100 mL e adicionou-se duas gotas de fenolftaleína.

                “Lavou-se” a bureta com duas porções de, aproximadamente, 5 mL do NaOH preparado e descartou-as em seguida. Adicionou-se o NaOH restante em uma bureta de 50 mL cuidando para que não houvesse a formação de bolhas de ar tanto dentro da bureta quanto na ponta desta. Acertou-se o zero e titulou-se a solução de biftalato de potássio até o aparecimento de uma cor rosa clara. Descartou-se o conteúdo titulado e guardou-se o restante da solução de NaOH para ser utilizada nas próximas etapas.

• ETAPA 2: Padronização do HCl

                Retirou-se com uma proveta de 100 mL, 100 mL de HCl 5M da solução-estoque e transferiu-o para um balão volumétrico de 500 mL, no qual já continha, aproximadamente, 200 mL de água destilada. Depois, completou-se o volume do balão com água destilada, acertando o menisco e agitou-se para deixá-la homogênea.

                Transferiu-se com uma pipeta volumétrica, 10 mL dessa solução de HCl para um erlenmeyer de 100 mL e pingou-se duas gotas de fenolftaleína. Titulou-a com a solução de NaOH preparada na etapa 1, até o aparecimento de uma cor rosa clara. Repetiu-se o procedimento mais uma vez. Descartou-se o conteúdo titulado e guardou-se o restante da solução de HCl para ser utilizada nas próximas etapas.

• ETAPA 3: Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

                Colocou-se um saco plástico dentro do calorímetro para protegê-lo das reações.

                Mediu-se com uma proveta de 100 mL, 200 mL da solução de HCl preparada e padronizada na etapa 2, adicionou-a no calorímetro protegido junto com duas gotas de fenolftaleína, tampou-se o calorímetro e mediu-se a temperatura final.

                Com outra proveta de 100 mL, mediu-se 200 mL da solução de NaOH preparada e padronizada na etapa 1 e adicionou-a em um béquer de 250 mL e mediu-se a temperatura final.

                Adicionou-se essa solução de NaOH à solução de HCl contida no calorímetro. Tampou-se o calorímetro e mediu-se a temperatura final e a cor da solução. Por fim, descartou-se a solução do calorímetro e lavou-se o saquinho plástico, que foi reutilizado nas próximas etapas.

• ETAPA 4: Determinação do ΔH de dissolução de cloretos e metais alcalinos

                Mediu-se com uma proveta de 100 mL, 200 mL de água destilada, adicionou-se no calorímetro e agitou-se. Mediu-se a temperatura final. À água foi adicionado 8,505 g de LiCl e agitou-se até a completa dissolução do sal. Mediu-se a temperatura máxima alcançada. Descartou-se o conteúdo e lavou-se o saquinho plástico, recolocando-o no calorímetro.

                O mesmo procedimento foi repetido mais duas vezes, apenas substituindo-se os sais utilizados por NH4NO3 (16,183 g) e KCl (14,95 g). Em ambos os casos, mediu-se a temperatura mínima alcançada.

• ETAPA 5: Determinação do ΔH de reação entre magnésio e ácido clorídrico

                Em uma proveta de 100 mL, mediu-se 200 mL da solução de ácido clorídrico preparada e padronizada na etapa 2 e adicionou-se no saquinho plástico do calorímetro e agitou-se. Mediu-se a temperatura.

                Pesou-se 0,4280 g de magnésio metálico (fitas em pequenos pedaços) e adicionou-se de uma vez ao HCl do calorímetro. Agitou-se e mediu-se a temperatura máxima alcançada. Descartou-se tudo.

Resultados e Discussões

Dados da padronização

Padronização do NaOH:

mNaOH = 10,0326g

mC8H5KO4 = 2,036g

nC8H5KO4 = 0,010 mol

volume de NaOH utilizado na titulação = 10,1mL

NaOH(aq) + HOOCC6H4COOK(aq) → NaOOCC6H4COOK(aq)

Pela estequiometria da reação: nC8H5KO4 = nNaOH

nNaOH = 0,010 moL

[NaOH] = 0,010 mol/ 0,0101L = 0,985

        Padronização do HCl:

volume de HCl = 10 mL

volume de NaOH: v1= 9,6 mL e v2 =9,7 mL , 9,6 +9,7= 9,65mL

NaOH(aq)  +   HCl(aq)  →   NaCl(aq)  +  H2O

nHCl = v1 x [NAOH] =9,65.10-3 X 0,985= 9,50.10-3 mol