Neutralização de ácidos fortes e fracos e do calor de precipitação de um sal pouco solúvel

1. INTRODUÇÃO

O calor é uma forma de energia que pode ser absorvida ou liberada durante as reações químicas. É conveniente lembrar que a energia não pode ser criada nem destruída durante uma reação, como postula a Lei da Conservação de Energia. Dessa forma, se em uma dada reação houve liberação de energia, esta não foi simplesmente criada, ela já existia, armazenada nos reagentes sob uma outra forma. Da mesma maneira, a energia absorvida também não se perde, mas permanece no sistema, armazenada nos produtos. A esta energia que fica armazenada nas substâncias, submetida a uma pressão constante, dar-se o nome de entalpia, é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação (∆HF) e a quantidade de calor inicial (∆HI). É uma função de estado que permite obter informações sobre as variações de energia em pressão constante:

H = U + PV

em que U, P e V são a energia interna, a pressão e o volume do sistema. Mediante esses dados, ocorre uma consequência dessa definição e da primeira lei da termodinâmica. Para isso, basta imaginar um sistema em pressão constante, no qual a energia interna varia ∆U e o volume ∆V. Segue-se, então, pela definição de entalpia que sua variação é:

∆H = ∆U + P∆V

usando a primeira lei na forma ∆U = q + w, em que q é a energia fornecida ao sistema como calor e w é a energia fornecida como trabalho. Então,

∆H = q + w + P∆V

Se o sistema só pode executar trabalho de expansão, neste caso, usa-se

w = − Pext∆V

Para escrever

∆H = q + Pext∆V + P∆V

Sendo que quando o sistema está aberto para a atmosfera, a pressão é igual à pressão externa, isto é, Pext = P, e os últimos dois termos se cancelam para dar ∆H = q.

Quando uma transformação absorve energia, ela é chamada de transformação endotérmica (∆HR>0) e quando ela libera energia, ela é chamada transformação exotérmica (∆HR<0).

A quantidade de calor associada a uma transformação química (∆HR) depende apenas dos estados inicial (∆HI) e final (∆HF), não importando a trajetória seguida ou as etapas intermediárias empregadas na transformação (Lei de Hess). A lei de Hess pode ser aplicada mesmo se as reações intermediárias, ou a reação total, não possam, de fato ser realizadas.

Entre os vários tipos de entalpia, existe o calor de neutralização, que é a quantidade de calor liberada verificada na neutralização total de hidrogênio ionizável (H+) por um mol de hidroxila dissociada admitindo-se todos os participantes em diluição total ou infinita (ponto de diluição total), a 25°C e 1atm. É uma reação entre um ácido e uma base produzindo sal e água e toda vez que a neutralização for proveniente de um ácido forte ou uma base forte, o ∆H é praticamente constante e vale – 13,7kcal/mol ou – 57,7kJ/mol.

Exemplos:

HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O(l)

∆H = – 13,76 kcal

HNO3(aq) + NaOH(aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)

∆H = 13,96 kcal

Figura 3 – ciclo de entalpia

2. OBJETIVOS

2.1. Objetivo Geral

Investigar a geração ou a absorção de calor durante uma reação química.

2.2. Objetivos Específicos

Determinação do calor de neutralização de ácidos fortes e fracos e do calor de precipitação de um sal pouco solúvel.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. Materiais

Calorímetro composto por frasco de Dewar, termômetro e agitador

1 béquer de 600ml

1 proveta de 200ml

2 pesa-litros

4 balões volumétricos de 200ml

1 bureta de 50ml

1 pipeta volumétrica de 15ml

2 pipetas volumétricas de 10ml

Cronômetro

1 bastao de vidro

1 balão volumétrico de 1L

3.2. Reagentes

1 litro de solução de NaOH (0,5M)

500ml de solução HCL (0,5M)

500ml de solução de ácido acético (0,5M)

KI

Pb (NO3)2

3.2. Procedimento Experimental

Iniciando-se o experimento, adicionou-se ao calorímetro 30 mL da solução de NaOH (0,5 M) padronizada. Agitou-se a solução moderadamente e registrou-se a temperatura a cada 20 segundos ate que o equilíbrio fosse atingido. Em seguida, adicionou-se 30 ml de solução de HCl (0,5 M) com temperatura igual a da solução contida no calorímetro. Agitou-se e deu-se inicio a leitura da temperatura dessa mistura, anotando-a em intervalos de 10 segundos. O mesmo procedimento foi utilizado com os demais ácidos.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Para eventuais cálculos futuros, faz-se necessário o equivalente em água (W) do calorímetro, que já havia sido calculado em relatório anterior. Vale lembrar que pode-se usar tal equação:

m_(〖H_2 O〗_q ).C_(H_2 O).|〖∆T〗^q |= W .|〖∆T〗^f |+m_(〖H_2 O〗_f ).C_(H_2 O).|〖∆T〗^f |

m_(〖H_2 O〗_q ).C_(H_2 O).|T_(f )-T_(2i ) |= W .|T_(f )-T_(1i ) |+m_(〖H_2 O〗_f ).C_(H_2 O).|T_(f )-T_(1i ) |, onde:

m_(H_2 O): refere-se às massas de água quente (q) e fria (f),

C_(H_2 O): é o calor específico da água na temperatura adequada,

W é o equivalente em água do calorímetro,

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