Termoquímica

DETERMINAÇÃO DE FUNÇÕES TERMODINÂMICAS:

ENTALPIA, ENTROPIA E ENERGIA LIVRE DE GIBBS

Nesta prática iremos determinar as trocas de energia na forma de calor envolvidas em processos químicos e físicos. Estas experiências serão realizadas em um calorímetro adiabático e determinaremos algumas funções termodinâmicas, tais como: entalpia entropia e energia livre de Gibbs.

INTRODUÇÃO

Num processo espontâneo, a energia é dissipada. Ela é conservada, não é perdida, mas ela se espalha, transformando-se numa energia menos útil, que não pode mais ser usada para realizar um trabalho. Quando a energia se dissipa, ela se transforma na energia do movimento térmico das moléculas. Essa é uma energia dita degradada por não servir para a realização de trabalho. Pode parecer que, num processo espontâneo, ocorre diminuição de energia. Na queda de um objeto, este diminui sua energia potencial.

A Energia de Gibbs é uma função termodinâmica que permite prever se um processo é espontâneo. Essa energia livre de Gibbs é difícil de ser calculada, na química e engenharia química usa-se o conceito de fugacidade para estabelecer e calcular o equilíbrio, pois a fugacidade é proporcional à energia livre de Gibbs.

A entalpia de neutralização é o calor produzido quando um ácido e uma base reagem, em solução aquosa, para produzir uma mole de água. A entalpia de neutralização pode ser calculada utilizando uma titulação termométrica onde o aumento da temperatura verificado, à medida que se adiciona a base ao ácido atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas mesmas proporções estequiométricas o que permite detectar o ponto de equivalência. Os ácidos e as bases fortes estão totalmente dissociados/ionizados em solução aquosa diluída.

1- Determinação da capacidade equivalente do calorímetro, Ccalorímetro

Colocar 50 mL de água destilada no calorímetro e anotar a temperatura inicial (T1). Aquecer 50 mL de água destilada até atingir a temperatura T2 = 40ºC. Esta temperatura deve permanecer constante. Introduzir rapidamente a água destilada aquecida no calorímetro Agitar bem e anotar a temperatura de equilíbrio (T3) Determinar a capacidade do calorímetro (Ccalorímetro) a partir da relação:

Qcedido = Qrecebido

Onde Q = CDT e C = m c, c = calor específico e m = massa 50 (T2 – T3) = Ccalorímetro (T3 – T1) + 50 (T3 – T1)

 Temperatura inicial (T1)=25º c

 T3= 32ºC

• Geralmente, a capacidade calorífica do calorímetro é expressa em relação a massa de água. Esta consideração é correta? Por que?

 Sim, é correta. A capacidade calorífica do calorímetro é expressa em relação a massa de água, o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente. A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se certa quantidade de água (água fria) a uma determinada temperatura (água fria) em seu interior e mistura-se uma outra quantidade de água (água quente) a uma outra temperatura (água quente). Mede-se a temperatura final (equilíbrio), e calcula-se C a partir da relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido).

Qcedido – Qrecebido = 0

2- Determinação da entalpia de dissolução do NaOH

Adicionar 100 mL de água num calorímetro e anotar a temperatura T1, em seguida, introduzir no calorímetro NaOH agitar bem. Medir a variação da temperatura com o tempo. A temperatura deve atingir o estado de equilíbrio (T2). O calor desenvolvido no caso é a entalpia de dissolução e será igual à:

CEQUIVALENTE (T2 – T1) = DH , onde CEQUIVALENTE = Ccalorímetro + CH2O

0,5 g de NaOH T1= 31ºC T2= 33ºC

1,0 g de NaOH T1= 30ºC T2= 32ºC

2,0 g de NaOH T1= 30ºC T2= 32,5ºC

3,07 g de NaOH T1= 29ºC T2= 34ºC

4 g de NaOH T1= 29ºC T2= 37ºC

• Determine o calor de dissolução para as seguintes massas de NaOH:

0,5 g, 1,0 g, 2,0 g, 3,0 g, 4,0 g e 5,0 g. Calcule a entalpia de dissolução, a entropia e energia livre em J/mol