QIE0001 Química Inorgânica Experimental Prof. Fernando R. Xavier. Prática 04 Termoquímica Aplicação do ciclo de Born-Harber

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1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC QIE0001 Química Inorgânica Experimental Prof. Fernando R. Xavier Prática 04 Termoquímica Aplicação do ciclo de Born-Harber 1. Introdução Desenvolvido em 1917 pelos cientistas alemães Max Born e Fritz Harber, o ciclo termodinâmico que recebeu o nome de seus proponentes caracteriza-se como uma importante ferramenta na análise da energia envolvida em uma reação química. Através do ciclo de Born-Harber é possível determinar a variação de entalpia de uma etapa qualquer durante uma transformação em estudo. Para tal, é necessário escrever o ciclo termoquímico de todas as etapas envolvidas no processo. Desde que todas, menos uma entalpia, sejam conhecidas e, aplicando-se a lei de Hess, isto é, partindo de um ponto do ciclo e retornando a ele, a variação total de entalpia será nula. Varias são as aplicações químicas do ciclo de Born-Harber. Dentre estas, um exemplo típico é a determinação da energia reticular (ΔH ret ou U 0 ) do cloreto de sódio. A equação química abaixo decreve o processo: Experimentalmente a medida direta desta entalpia não pode ser feita, mas se considerarmos que outras reações químicas devem ocorrer podemos montar um ciclo termoquímico segundo as idéias de Born e Harber. O diagrama a seguir apresenta o ciclo de Born-Harber para a formação do cloreto de sódio:

2 Onde: ΔH r é a entalpia de reação D = entalpia de dissociação S é a entalpia de sublimação AE = afinidade eletrônica I é a energia de ionização U 0 é a energia reticular Aplicando a Lei de Hess para o ciclo termoquímico de Born-Harber obtem-se a seguinte expressão: Se o valor da energia reticular (U 0 ) é desconhecido e todas as demais grandezas conhecidas matematicamente podemos reescrever a equação acima da seguinte forma: Dados os valores tabelados para as demais grandezas termodinâmicas (abaixo) a energia reticular pode ser então calculada: ΔH r = -411,15 kj mol -1 ½ D = 121,68 kj mol -1 AE = -348,94 kj mol -1 S = 107,32 kj mol -1 I = 495,70 kj mol -1

3 Em muitos casos, este mesmo ciclo é utilizado também para calcular a afinidade eletrônica (AE), já que esta grandeza é um valor difícil de se determinar experimentalmente. Em nosso experimento, faremos um estudo das trocas térmicas envolvendo um reação ácido-base (ácido clorídrico e hidróxido de amônio) e uma reação química de ionização/dissolução (cloreto de amônio e água). O calor de neutralização da base fraca NH 3(aq) pelo ácido forte, HCl (aq) (ΔH neutr ) e o calor de dissolução do sal NH 4 Cl (aq) (ΔH d ) serão determiandos experimentalmente. Os valores das seguintes entalpias de formação (Δ f H) são fornecidos: NH 3(g) = -46,13 kj mol -1 HCl (g) = -92,34 kj mol -1 NH 4 Cl = -314,58 kj mol -1 Com base nestas informações o ciclo de Born-Harber para este processo é representado a seguir: 2. Objetivos Calcular a partir de dados experimentais a entalpia de dissolução da amônia gasosa (NH 3 ), aplicando o ciclo de Born-Harber. 3. Pré-laboratório a) Por quê é necessário indicar os estados físicos das substâncias representadas numa equação química? b) Qual é a formulação da lei de Hess?

4 c) É possível determinar os calores de neutralização e de dissolução pela variação de temperatura observada na água? Explique. d) Defina: Entalpia, calor de neutralização, calor de dissolução, entalpia de reação, entalpia de formação, entalpia de sublimação, energia de ionização e energia reticular. e) Direfencie: eletronegatividade e afinidade eletrônica f) Diferencie: calor de reação e entalpia de reação. g) Diferencie: ácido fraco/forte e base fraca/forte. h) Qual a função de um calorímetro? i) Defina calor específico e quantidade de calor. 4. Materiais e Métodos 4.1 Materiais 1 béquer de 100 ml 1 termômetro (-10 a 100 o C) 2 provetas de 100 ml 1 porta-lata de ISOPOR 4.2 Reagentes HCl 0,5 mol L -1 NH 4 OH 0,5 mol L -1 NH 4 Cl (s) 4.3 Procedimento Experimental Parte 1 Determinação do calor de neutralização (ΔH neutr ) Para a preparação do calorímetro, insira o béquer de 100 ml dentro do recipiente de ISOPOR previamente forrado com papel toalha para maximizar o isolamento térmico do sistema. Adicione 50 ml de HCl 0,5 mol L -1 no calorímetro e 50 ml de NH 4 OH 0,5 mol L -1 em um proveta de 100 ml. Anote separadamente as temperaturas das duas soluções e use o valor médio como temperatura inicial. Junte a solução de NH 4 OH à solução do calorímetro e anote a temperatura extrema obtida. Para o cálculo das quantidades de calor considere

5 o calor específico da água 1,00 e do vidro 0,16 cal g -1 o C -1, respectivamente. Os dados obtidos deverão constar na tabela presente no item Resultados. Parte 2 Determinação do calor de dissolução (ΔH d3 ) Após a limpeza, secagem e nova montagem do calorímetro, adicione 100 ml de água destilada no mesmo e anote a temperatura inicial. Pese 2,5 ± 0,01 g de cloreto de amônio, agite e anote a temperatura extrema. Novamente, para o cálculo das quantidades de calor considere o calor específico da água 1,00 e do vidro 0,16 cal g -1 o C -1, respectivamente. Os dados obtidos deverão constar na tabela presente no item Resultados. 5. Resultados e Questionário Complete a tabela abaixo, efetuando os cálculos pertinentes para que os valores de entalpia sejam encontrados. Adote 1 cal = 4,184 Joules e 1000 J = 1 kj. Experimento Parte 1 Parte 2 Variação de temperatura (Δt / o C) Calor trocado (Q t / cal) Número de mols (n / mols) Calor de reação (Q p / cal mol -1 ) Entalpia de reação (ΔH r / kj mol -1 ) Com base nos dados obtidos e calores de reação calculados respoda as seguintes perguntas. (a) Monte o ciclo de Born-Harber para as reações estudadas, e aplique a Lei de Hess no mesmo. (b) Calcule a entalpia de reação (ΔH r ) entre NH 3(g) e o HCl (g) usando valores de entapias de formação (Δ f H) fornecidos na parte introdutória deste experimento.

6 (c) Calcule a soma das entalpias de dissolução da amônia e do cloreto de hidrogênio. (d) Considerando as entalpias de formação (ΔH f ) do HCl (g) (-92,31 kj mol -1 ) e do HCl (aq) (-167,16 kj mol -1 ), calcule a entalpia de dissolução do cloreto de hidrogênio em água e em seguida a entalpia de dissolução da amônia. Compare o resultado final com o valor teórico (ΔH d [NH 3 ] = -34,28 kj mol -1 ). (e) Construa um ciclo de Born-Harber para calcular a energia reticular (U o ) do CaCl 2(s). Dados: Entalpia de formação do CaCl 2-795,8 kj mol -1 (reação de síntese) Entalpia de vaporização do Ca 178,2 kj mol -1 Entalpia de 1ª ionização do Ca 589,8 kj mol -1 Entalpia de 2ª ionização do Ca 1145,4 kj mol -1 Entalpia de dissociação do Cl 2 243,4 kj mol -1 Entalp. de afin. Eletrônica do Cl 2(g) -350,0 kj mol -1