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Escola Secundária com 2º e 3º ciclos Professor Reynaldo dos Santos
Química
Professora: Isabel Quirino
Ano Lectivo: 2010/2011
A.L.2.3: Entalpia da reacção de neutralização entre NaHO (aq) e HCL (aq)
João Dias Nº 14
16/03/2011
Índice
Objectivos…………………………………………………………………………………………………………………………………3
Introdução Teórica…………………………………………………………………………………………………………………...4
Substâncias………………………………………………………………………………………………………………………………8
Materiais. ……………………………………………………………………………………………………………………………...12
Reagentes.….………………………………………………………………………………………………………………………….12
Procedimento..……………………………………………………………………………………………………………………….12
Registo de Resultados…………………………………………………………………………………………………………….13
Discussão………………………………………………………………………………………………………………………………..14
Questões Pós-Laboratoriais…………………………………………………………………………………………………….15
Conclusão ……………………………………………………………………………………………………………………………...18
Bibliografia e Sitografia….……………………………………………………………………………………………………….19
Objectivos
Detectar o ponto de equivalência numa reacção de ácido-base através de uma titulação termométrica;Determinar a entalpia de neutralização ácido-base;Determinar a variação de entalpia na reacção de neutralização.
Introdução Teórica
Durante o século XIX foi estabelecido um grande princípio das ciências naturais: o princípio da conservação da energia.
A energia, assim como a matéria, não pode ser criada a partir do nada, nem pode ser destruída. Pode apenas ser transformada.
As reacções químicas ocorrem sempre com libertação ou absorção de energia. A Química considera que toda a energia libertada ou absorvida numa reacção está sob a forma de calor (Q). Habitualmente, a quantidade de calor libertada, ou absorvida, numa reacção química é expressa em Joule (J).
A entalpia (H) é uma grandeza que mede a quantidade, ou conteúdo, energético de cada substância numa reacção química. A variação de entalpia (ΔH) calcula o balanço energético da reacção e permite-nos avaliar uma reacção como exotérmica ou endotérmica. A variação da entalpia é calculada por:
Uma reacção de neutralização ocorre quando se misturam ácidos com bases. No caso da actividade laboratorial que se estudou, misturaram-se uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), com uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaHO). Esta ocorreu de acordo com as seguintes equações:
Na primeira reacção dá-se a ionização completa do ácido clorídrico. De seguida, na reacção (2) ocorre a dissociação, também completa, do hidróxido de sódio.
(1) HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl – (aq)
(2) NaHO (aq) Na + (aq) + HO – (aq)
(3) H3O+ (aq) + HO – (aq) 2 H2O (l)
∆H= Hp - Hr
Por fim, o HCl e o NaHO mistura-se, ocorrendo a reacção de neutralização que se traduz na terceira equação.
A entalpia de neutralização (∆nH°) é o calor produzido pela reacção descrita em cima. A ΔnH° desta reacção toma o valor – 57.3 kJ/mol, valor este que nos permite concluir que a reacção constitui um processo exoenergético.
Quando o ácido e a base estão nas proporções estequiométricas, a temperatura atinge o valor máximo. Assim, e recorrendo a uma titulação termométrica, pode-se detectar o ponto de equivalência de uma titulação.
Volume total de solução titulante / cm3
ΔT
Tem
pera
tura
/ ºC
Gráfico 1 – Titulação Termométrica
Uma titulação termométrica é, assim, um processo que se utiliza a nível experimental para determinar o ponto de equivalência de uma reacção através da medição da temperatura ao longo da titulação. No entanto, o sistema reaccional utilizado deve ser adiabático, para que as trocas de energia com o exterior sob a forma de calor não ocorram.
A reacção de neutralização de que acima se fala é, como já visto, exotérmica devido ao seu valor de entalpia – ΔrHº= - 57,3 kJ/mol. O valor representado significa então que são libertados nessa reacção 57,3 kJ/mol de energia.
Para se calcular o valor da entalpia de reacção a partir de uma titulação termométrica, é necessário obter o valor de Q – calor libertado ou absorvido numa reacção.
O calor libertado ou absorvido por um sistema que sofre uma reacção química é determinado por aparelhos denominados calorímetros.
Um calorímetro é constituído por um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida como parede de água, onde se introduz um sistema em reacção. O recipiente possui um agitador e um termómetro que irá medir a variação de temperatura que ocorre durante a reacção.
A determinação do calor libertado ou absorvido é efectuado por meio da expressão que se segue:
Q representa a quantidade de calor libertada ou absorvida pela reacção. Esta grandeza é normalmente expressa em Joules (J) mas pode também representar-se em calorias (cal);
m é a massa da água presente no calorímetro (em gramas); c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro; Δt é a variação de temperatura sofrida pela massa de água com a ocorrência da
reacção. É medida quer em graus Célsius (ºC) como em Kelvin (K).
Q = mcΔt
O calor da reacção pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado, ou a pressão constante, num calorímetro aberto.
A nível experimental, verifica-se que existe uma ligeira diferença entre esses dois métodos. Essa diferença ocorre porque, quando uma reacção ocorre a pressão constante, pode existir variação do volume e, por isso, um dispêndio energético na expansão ou contracção do sistema.
A variação energética determinada em volume constante é denominada de variação de energia interna (∆U) e a variação de energia determinada a pressão constante é chamada de variação de entalpia (∆H).
O calor é, como se sabe, uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia pode concluir-se que cada substância armazena calor que será alterado quando a substância sofrer uma transformação.
A libertação de calor por uma reacção exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos é menor que o dos reagentes. Numa reacção endotérmica acontece o inverso em que a absorção de calor significa que o conteúdo total de calor armazenado nos reagentes é menor que nos produtos.
Á energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de entalpia ou conteúdo de calor (H).
Numa reacção, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia (∆H):
Assim, numa reacção temos que Hp < Hr e ∆H < 0 e numa reacção endotérmica temos que Hp > Hr e ∆H > 0.
Nas reacções que ocorrem com variação de calor torna-se importante representar: a quantidade de calor envolvida e as condições experimentais em que a determinação dessa quantidade foi realizada. As condições de determinação são importantes porque o Q é influenciado pela temperatura, pressão e estados físicos das substâncias.
A reacção que possui todas estas informações chama-se equação termoquímica.Um exemplo de uma reacção desse género é:
Graficamente, a variação de entalpia que acompanha a reacção é:
Note-se que este gráfico mostra uma reacção exotérmica.
Entalpia de neutralização entre ácidos e bases:
∆H= Hp - Hr
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) ∆H = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)
É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas, no estado padrão.
Para calcular a entalpia de neutralização, é necessário calcular a energia da reacção, através da reacção do Q, caso se tivesse formado 1 mol de água durante a neutralização.
Substâncias
Antes de iniciar esta experiencia tivemos de preparar as soluções de HCl (2,00 mol/dm3) e NaOH (0,10 mol/dm3), de seguida exponho os cálculos, materiais e procedimento.
Cálculos para preparar a solução de HCl:
HCl (37% Concentração)
ρ = 1,19 kg/L
M (HCl) = 36,46 g/mol
Concentração: 2 mol/dm3
Volume: 500 mL
1 dm3 ------------- 2 mol
0,5 dm3------------ x
X = 1 mol
37% HCl vai ser 37g de HCl em cada 100g de solução logo,
1 mol ------- 36,46 g
X ------- 37g
X = 1,015 mol
HNO3(aq) + LiOH(aq) ® LiNO3(aq) + H2O(l) DH = –13,8 kcal/eq-g
HCl(aq) + NaOH(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l) DH = –13,8 kcal/eq-g
1,19Kg ------ 1L
0,100Kg ------ X
X = 0,082 L ≈ 82,7 mL
Material para a preparação da solução de HCl:
Frasco/ recipiente de vidro com tampa de 500 mLBalão volumétrico (500mL)HClÁgua destiladaEsguichoGobelé pequenoConta-gotasFunilVaretaPipeta volumétrica graduada (25mL)Pompete
Procedimento para a preparação da solução de HCl:
1. Introduzir um pouco de água destilada no balão volumétrico vidro de 500 mL;2. Medir 82,7 mL de HCl na pipeta graduada de 25 mL para um gobelé;3. Introduzir os 82,7 mL de HCl com a ajuda do funil e vareta no balão volumétrico;4. Introduzir com a ajuda do esguicho e conta gotas água destilada no balão volumétrico
até à marca de 500 mL;5. Introduzir um bocado de solução no recipiente de vidro; *6. Introduzir o resto da solução de HCl com a ajuda de funil e vareta no recipiente de
vidro.
* Nesta parte houve uma dificuldade pois introduzimos mais solução do que o necessário.
Cálculos para preparar a solução de NaOH:
Concentração: 0,10 mol/dm3
Volume: 1L = 1 dm3
M (NaOH) : 40,00 g/mol
1 dm3 -------- 0,10 mol
1 mol -------- 40,00 g
0,10 mol ----- X
X = 4,00g
Material para a preparação da solução de NaOH:
Frasco/ recipiente de vidro com tampa de 500 mLBalão volumétrico 500 mLÁgua destiladaEsguichoGobelés pequenosConta-gotasFunilVaretaPipeta volumétrica graduada de 25 mLPompeteNaOH em comprimidosBalança electrónica
Procedimento para a preparação da solução de NaOH:
1. Introduzir um pouco de água destilada no balão volumétrico vidro de 500 mL;2. Pesar 4,00g de NaOH na balança electrónica;3. Introduzir as 4,00g num gobelé e misturar com pouca água destilada até ficar uma
solução saturada;4. Introduzir com a ajuda de funil e vareta a solução saturada de NaOH no balão
volumétrico;5. Introduzir com a ajuda do esguicho e conta gotas água destilada no balão volumétrico
até à marca de 500 mL;6. Agitar a solução;7. Introduzir um bocado de solução no recipiente de vidro; 8. Introduzir o resto da solução de NaOH com a ajuda de funil e vareta no recipiente de
vidro.
Reagente Frases de Risco
Frases de Segurança
Símbolo de Perigo
HCl (2.0 mol/dm3) R 20-35 S 9-26-36/37/39-45 C
NaOH (0.10 mol/dm3) R 36/38 S 24/25-26-37 Xi
Cuidados a ter para Segurança:
Materiais
Copo com tampa;Bureta de 25mL ±;Pipeta de 100mL ± 0,06 mL;Suporte Universal;Garra para bureta;Balança Electrónica ± 0,01 g;Termómetro digital;Agitador Magnético;
Reagentes
Ácido Clorídrico (2.0 mol/dm3)Hidróxido de Sódio (0.10 mol/dm3)
Procedimento
1. Pese um copo de plástico com tampa e pipete para o seu interior 100 cm3 de solução aquosa NaOH (0,10 mol/dm3).
2. Pese o conjunto copo + solução e calcule a massa de solução, ms.3. Coloque uma barra magnética dentro do copo de plástico e este sobre o agitador
magnético.4. Introduza a sonda de temperatura no copo de plástico de modo que fique
mergulhada.
5. Prepare uma bureta com HCl (aq) (2,0 mol/dm3). Use óculos de protecção.6. Posicione a bureta sobre o copo de plástico e isole a abertura com a tampa.7. Registe a temperatura inicial. Ligue o agitador magnético numa velocidade
moderada.8. Faça incrementos sucessivos de 0,50 cm3 de HCl (aq), registando de cada vez a
temperatura máxima atingida.
Registo de Resultados
Dados iniciais:
m (copo + tampa) = 40,38g
m (copo + tampa + 100 cm3 NaHO) = 140,22g
Temperatura inicial = 20,8ºC
VA (cm3) T (ºC)0 20,8
0,5 211 21,2
1,5 21,32 21,5
2,5 21,63 21,8
3,5 21,94 22,0
4,5 22,15 22,3
5,5 22,36 22,3
6,5 22,37 22,3
Discussão de Resultados
Ao iniciar a titulação com a introdução dos primeiros 0,5 mL de HCl deparámo-nos logo com um aumento na temperatura mal estabilizou, voltámos a introduzir mais 0,5 mL fomos colocando da mesma maneira até estabilizar nos 22,3 °C desde 5 até aos 7 mL de HCl introduzidos, pois esta estabilização na temperatura é significado de que chegámos ao ponto de equilibro como podemos ver no seguinte gráfico:
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 719.8
20.1
20.4
20.7
21
21.3
21.6
21.9
22.2
22.5Titulação Termométrica
Volume Adicionado (mL)
Temperatura (°C)
T = 22,3 °C
Questões Pós-Laboratoriais
1. Foi decidido não se traçar o gráfico da temperatura em função do volume de titulante pois a alteração foi apenas de 1 ºC.
2. Ionização completa do ácido clorídrico em água:
HCl (aq) → Cl- (aq) + H3O+ (aq)
Dissociação completa do hidróxido de sódio:
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)
Reacção global:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Reacção de neutralização:
OH- (aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O (l)
Dados: (ácido: a ; base: b)
m (copo + tampa) = 40,38g
m (copo + tampa + 100 cm3 NaHO) = 140,22g
Q = mc∆T
c(NaHO) = 0,1 mol/dm3
c(HCl) = 2 mol/dm3
massa de base (ms) = 140,22g - 40,38g = 99,84 g
massa de ácido até à neutralização: Ca x Va = Cb x Vb (=)
2 x Va = 0,1 x 0,1 (=)
Va = 5e-3 dm3
na = C x V = 2 x 5e-3 = 0,01 mol
M(HCl) = 18 g/mol m(a) = 0,01 x 18 = 0,18 g
Capacidade térmica mássica (c) de H2O (25 ºC) = 4,186 J/gºC
∆T = 18 ºC – 17 ºC = 1 ºC
Cálculo:
Q = mc∆T = (99,84 + 0,18) x 4,186 x 1 = 418,68 J = 0,41868 KJ
3.
O número de moles de ácido é igual ao número de moles de água formada durante a reacção (ver estequiometria da reacção):
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
A variação de temperatura registou-se quando se adicionaram 0,0035 dm3 de ácido.
n(a) = C x V = 2 x 0,0035 = 0,007 mol
É este o valor do número de moles de ácido, logo, da água (ver estequiometria acima).
É com este valor que se calcula a entalpia de neutralização.
∆nH° = 0,41868 Kj / 0,007 mol = 59,81 KJ/mol
4.
Valor obtido ∆nH° = 59,81 kJ/mol
Valor teórico ∆nH° = 57,30 kJ/mol
Como se pode constatar, a diferença do valor obtido para o valor teórico é de pouco mais de 2,5 KJ/mol.
Esta variação deve-se aos seguintes factos:
Erros nas concentrações rotuladas, que irão interferir directamente no cálculo da quantidade de substância que entra na fórmula da entalpia de neutralização;O sistema pode ter sofrido perdas de energia significantes para “viciar” os resultados experimentais.Erros ao colocar os 0,5 mL de HCl durante a titulação.
5.
A agitação deve ser processada moderadamente devido à conversão de trabalho em calor. A aceleração da energia interna do sistema faz com que as suas partículas recebam energia, aumentando as colisões (pressão) e variando assim a temperatura.
∆nH° = Q/n
Conclusão
Concluo a titulação termométrica é uma boa maneira de conseguirmos verificar o ponto de equivalência pela temperatura máxima atingida, que se obtém pela reacção entre o HCl e o NaOH. Posso concluir também que foi uma experiência bem sucedida com os resultados a não escapar muito ao esperado. No fim serviu para consolidar alguns dos conteúdos programáticos relativos à entalpia e energia da reacção.
Bibliografia e Sitografia
Livros:
Gil, Victor; Paiva, João; Ferreira, António José; Vale, João (2009), 12Q – Química 12º Ano, Lisboa, Texto Editores.
Sites:
http://www.plataograf.com.br/images/q_21_vol_3.pdfhttp://64.233.183.104/search?q=cache:gCbspRzv9v8J:www.ua.pt/cv/ReadObject.aspx%3Fobj%3D1261+entalpia&hl=pt-PT&ct=clnk&cd=7&gl=pthttp://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/23/pags/labvideos/entcombalcoois/entalc.htmlhttp://education.ti.com/sites/PORTUGAL/downloads/pdf/determin_calor_neutraliz.pdfhttp://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htmhttp://www.ua.pt/cv/ReadObject.aspx?obj=1261http://www.bomconselho.com.br/content/projetos/quimica/III_termoquimica.doc