ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO

[pic 1]

UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ – UFPA

INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS (ICEN)

CAMPUS BELÉM

QUÍMICA INSDUSTRIAL

PRÁTICA I:
ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO

BELÉM/PA
2°/2017

---

DARLAN MARTINS DO NASCIMENTO 201610940004

PRÁTICA I:

ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO

Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Termodinâmica experimental, do curso Química Industrial, da Universidade Federal do Pará, campus Belém.

Professor: Ana Paula

Belém
2°/2017

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO4

OBJETIVO4

MATERIAIS4

PROCEDIMENTO5

RESULTADOS5

CONCLUSÃO9

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS...................................................................................9

---

1. INTRODUÇÃO

Em termodinâmica, calorimetria é um ramo da física que estuda as trocas de energia entre corpos ou sistemas quando essas trocas se dão na forma de calor. Calor significa uma transferência de energia térmica de um sistema para outro, ou seja: podemos dizer que um corpo recebe calor, mas não que ele possui calor (ATKINS,2008).

  Entalpia, por vezes referida como entalpia absoluta, é uma grandeza física definida no âmbito da termodinâmica clássica de forma que esta meça a máxima energia de um sistema termodinâmico, teoricamente passível de ser deste removida na forma de calor.  A dissolução de uma substância em água - principalmente para o caso das substâncias iônicas - ocorre sempre com transferência de energia. Uma vez verificado que a maioria das reações químicas se processa em meio aquoso, a compreensão acerca da entalpia de dissolução mostra-se importante à correta análise de tais processos (BALL, 2005).

Durante a dissolução de sólido iônico típico em água, em uma primeira etapa o cristal iônico é desfeito, e tal dissolução requer energia, implicando que a etapa é endotérmica ∆H > 0. Em uma segunda etapa cada um dos íons passa a ser circundado por um número adequado de moléculas de água devidamente orientadas - processo conhecido como hidratação das partículas - o qual é acompanhado de uma considerável liberação de energia, sendo por tal um processo exotérmico que acarreta uma significativa diminuição da entalpia ∆H < 0. O valor total da entalpia de dissolução depende então de qual das partes irá predominar (FACULDADE OSVALDO CRUZ, 2017).

2. OBJETIVO

Determinar a entalpia de dissolução das espécies iônicas utilizando um calorímetro adiabático.

3. MATERIAIS E REAGENTES

• Garrafa térmica (calorímetro);
• Termômetro;
• Balança;
• Bastão de vidro;
• Proveta de 100 mL
• Cronômetro

Reagentes

• Cloreto de sódio (NaCl);
• Cloreto de potássio (KCl).

4. PROCEDIMENTOS

Primeiramente, 100 mL de água foi medida na proveta em seguida adicionada ao calorímetro e sua temperatura foi verificada com o termômetro até sua estabilização. Esse procedimento se realizou para o NaCl e KCl.

Após determinar as massas das amostras através dos cálculos, estas foram pesadas. Em posse das amostras, estas foram adicionadas ao calorímetro, em ações individuais, e rapidamente a temperatura foi lida em intervalos de 10 segundos.

5. RESULTADOS

Calculo de massa do NaCl e KCl

Formula usada:

[pic 2]

M = Molaridade

m = Massa da solução

MM = Massa molecular

V = Volume da solução

NaCl = 5,855 g                KCl = 4,57 g

Calor de transformação do NaCl e KCl:

t(s)	10	20	30	40	50	60	70	80
T °C	19,8	19,6	19,6	19,8	19,8	19,8	19,8	19,8

[pic 3]

t(s)	10	20	30	40	50	60	70	80
T °C	16,2	16,5	16,6	17,1	17,5	18	18	18

[pic 4]

        [pic 5]

Gráfico NaCl

                 [pic 6]

Gráfico  KCl

Ao analisar o gráfico já se nota o tipo ação termodinâmica no qual as soluções iônicas exerceram no ambiente (calorímetro). O NaCl derruba a temperatura, evidenciando uma reação endotérmica no qual se retira calor do ambiente. O KCl ao contrario, aumenta a temperatura , sendo esta uma característica exotérmica em que o calor é liberado no ambiente.

 A reação demonstra:

NaCl(s) + Calor  Na(aq)+ + Cl(aq)-[pic 7]

KCl(s)   K(aq)+  + C(aq)- + Calor[pic 8]

Em calorímetro adiabático o sistema esta isolado e o sistema não transfere calor para o ambiente. Portanto, para qualquer transformação dentro do calorímetro, sobre pressão constante o primeiro principio diz que ∆H = Qp = 0.

Portanto para obter o valor de ∆H, indiretamente, devemos usar a Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. No caso as variações de entalpia de solução e do calorímetro, como se ver na equação abaixo: