Determinação da entalpia de formação do sal: Cloreto de Amónio Rui Pedro Lousa das Neves Bioquimica Grupo 3 Coimbra 17 /3/98
Objectivos: O objectivo deste trabalho prático é determinação da entalpia de formação do sal: cloreto de amónio. Para avaliarmos a exactidão do trabalho realizado, vamos no final proceder á comparação dos resultados obtidos experimentalmente com os publicados na Journal of Chemical Education ). Cálculos: Preparação de Soluções Preparação de solução de ácido clorídrico M (HCl) = 36,5 g/mol 33 % (m / m) ρ = 1,90 g.cm -3 Concentração C pretendida = 1,5 M Volume v = 200 ml n = C. v n = 0,3 mol m = n. M m = 10,95 g massa c/ impurezas = m / grau de pureza = 33,18 g v = m / ρ = 27,8 ml Preparação de solução de amoníaco M ( NH 3 ) = 17,00 g/mol 24 % (m / m) ρ = 0,91 g.cm -3 Concentração C pretendida = 1,5 M Volume v = 200 ml n = C. v n = 0,3mol m = n. M m = 5,10 g massa c/ impurezas = m / grau de pureza = 21,25 g v = m / ρ = 23,4 ml
Massa de cloreto de amónio necessária para preparar 100 ml de solução a 0,75 M M (NH 4 Cl) = 53,5 g/mol Concentração C pretendida = 0,75 M Volume v = 100 ml n = C. v n = 0,075 mol m = n. M m = 5,0125 g Resultados: Determinação da capacidade calorífica e do calor específico do calorímetro 1º Ensaio 1º Ensaio 1º Ensaio Massas: massa calorímetro 118,246 g 118,246 g 118,246 g massa calorímetro + água fria 143,020 g 143,020 g 143,215 g massa calorímetro + água fria + água quente 167,990 g 167,490 g 167,675 g massa água fria 24,774 g 24,774 g 24,969 g massa água quente 24,97g 24,47 g 24,46 g Temperaturas: t água quente 50,0º C 50,0º C 50,0º C t água fria 19,5º C 19,5º C 19,5º C t água quente + fria 34,0º ; 33,5º 33,5º ; 33,5º 34,0º ; 33,5º 33,0º ; 33,0º 34,5º ; 33,0º 33,0º ; 33,0º Sabendo que o calor específico da água ( c ) é 1 cal e que: Q = m. c. T
Calor cedido pela água quente 1º Ensaio 2º Ensaio 3º Ensaio t média ( água quente + fria) = 33,6º C = 50,0 33,6 = 16,4º C Q = 24,97 x 1 x 16,4 = 410 cal t média ( água quente + fria) = 33,4º C = 50,0 33,4 = 16,6º C Q = 24,47 x 1 x 16,6 = 406 cal t média ( água quente + fria) = 33,4º C = 50,0 33,4 = 16,6º C Q = 24,46 x 1 x 16,6 = 407 cal Calor médio cedido pela água quente : (410 + 406 + 407 ) / 3 408 cal Calor absorvido pela água fria 1º Ensaio T tmédia ( água quente + fria) =33,6ºC = 33,6 19,5 = 14,1º C Q = 24,774 x 1 x 14,1 = 349 cal 2º Ensaio T média ( água quente + fria) =33,4º C = 33,4-19,5 = 13,9º C Q = 24,774 x 1 x 13,9 = 344 cal 3º Ensaio T média ( água quente + fria) =33,4º C = 33,4 19,5 = 13,9º C Q = 24,969 x 1 x 16,6 = 347 cal Calor médio absorvido pela água fria : (349 + 344 + 347 ) / 3 347 cal O calor cedido pela água quente vai ser igual à soma dos calores absorvidos pela água fria e pelo calorímetro: Q cedido = Q abs. água + Q abs. calorímetro Q abs. calorímetro = 408 347 = 61 cal Calor específico do calorímetro Q = m. c. t = 33,5 19,5 = 14,0º C m = 118,246 g Q = 61 cal Q = m. c. T c = 61 / (118,246 x 14) c = 0,037 cal / g.ºc Capacidade calorífica do calorímetro m = 118,246 g c = 0,037 cal / g.ºc C = m.c C = m. c C = 118,246 x 0,037 C = 4,4 cal / ºC
Detreminação da entalpia da reação de neutalização 1º ensaio 2º ensaio Base Massas Massa calorímetro 118,670 g 111,473 g Massa calorímetro + base 167,596 g 161,035 g Temperaturas 20,0º ; 20,0 º ; 20,0º 20,0º ; 20,0º ; 20,0º 21,0º ; 21,0º ; 21,0º; 21,0º ; 21,5º ; 21,0º Ácido Massas Massa calorímetro 118,670 118,670 Massa calorímetro + ácido 169,405 169,365 Temperaturas 22,5º ; 22,5º ; 22,5º ; 22,5º ; 22,5º ; 22,5º 23,0º ; 22,5º ; 22,5º ; 23,0º ; 23,0º ; 23,0º Ácido + Base Massas Massa calorímetro 118,670 g 111,473 g Massa calorímetro + base + ácido 218,331 g 211,430 g Temperaturas Sabendo que: Temperatura constante: 26,0º Q reacção = Q abs. solução + Q abs. calorímetro Temperatura Constante: 28,0º (apenas nas 11ª e 14ª medições se registou: 28,5º ) Q abs. solução c água = 1, 00 cal/gºc t médio dos 2 ensaios= 5,38 ºC m solução média = 99,809 g Q = m. c. t Q solução = 536,47 cal Q abs. calorímetro c calorímetro = 0,037 cal/gºc t médio dos 2 ensaios= 5,38 ºC m calorímetro = 118,670 g Q = m. c. t Q calorímetro = 23,62 cal Q reacção = 560, 09 cal n = v. C n = 0,005 x 1,5 n = 0,075 mol 560, 09 H = - Q/n H = H = - 7467,9 cal/mol 0,075
Determinação da entalpia da reacção de dissolução massa de sal medida : 4,013 1º ensaio 2º ensaio T água 21,0º ; 21,5º ; ; 21,5º 21,0º ; 21,0º ; ; 21,0º T água + sal 18,5º ; 18,5º ; 19,0º ; ; 19,0º 20,0º ; 19,5º ; ; 19,5º Sabendo que: Q reacção = Q abs. solução + Q abs. calorímetro c água = 1, 00 cal/gºc Q abs. solução t médio dos 2 ensaios= -2,5º C v solução = 100, 0 ml ρ solução ρ água 1, 00 g.cm -3 m solução média = ρ. v = 100,0 g Q = m. c. t Q solução = -250 cal c calorímetro = 0,037 cal/gºc Q abs. calorímetro t médio dos 2 ensaios= -2,5 ºC m calorímetro = 118,670 g Q = m. c. t Q calorímetro = -10,98 cal Q reacção = -260,98 cal - 260, 98 H = - Q/n H = H = 3479,7 cal/mol 0,075
Determinação da entalpia de formação do cloreto de amónio Para chegar à equação que traduz a reacção de formação deste sal de amónio, seguimos a seguinte sequência de equações: Formação de ácido clorídrico 1/2H 2 (g) + 1/2Cl 2 (g) HCl (g) HCl (g) + aq. HCl (aq) H º formação (HCl) = - 39, 47 kcal/mol Formação de amoníaco 1/2N 2 (g) + 3/2H 2 (g) NH 3 (g) NH 3 (g) + aq. NH 3 (aq) H º formação (NH 3 ) = - 19, 28 kcal/mol Neutralização NH 3 (aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) H = - 7,4679 Kcal/mol Cristalização NH 4 Cl (aq) NH 4 Cl (s) H = -3,4797 Kcal/mol Equação Final : 2H 2 (g) + 1/2Cl 2 (g) + 1/2N 2 (g) NH 4 Cl (s) Possuindo todas as entalpias necessárias basta-nos realizar a soma algébrica de todas elas sem, contudo esquecer a troca do sinal na entalpia da reacção de dissolução, pois se atentarmos nas reacções apresentadas acima, a equação 2. não corresponde à reacção de dissolução, mas sim à sua inversa. Deste modo, recorrendo à Lei de Hess, a entalpia de formação do cloreto de amónio será: H º formação = - 69, 70 kcal/mol Valor apresentado pelo Journal of Chemical Education : -75,38 Kcal / mol
Conclusão Ápós comparação do valor obtido com o apresentado pela Journal of Chemical Education podemos dizer que o resultado experimental deste trabalho é de certa forma satisfatório, apresentando um erro de 5,68 Kcal/ mol. Afinal de contas não nos podemos esquecer dos calorímetros que utilizámos não passando de simples copos de esferovíte que nem tampa tinham obrigando isso a tentativas de isolamento com papel de alumínio. Este material, tendo certamente um calor específico bastante diferente do resto do calorímetro, vai influenciar a absorsão dos calores provenientes das reacções que nele ocorrem deturpando o resultado. Um outro factor que se veio a notar ao longo da realização deste trabalho é a baixa exactidão de leitura que os termómetros utilizados permitem. Os registos foram feitos utilizando um termómetro de escala 1º C, mesmo assim, em algumas medições fizemos uma subdivisão dessa mesma escala em unidades de 0,5º que apesar de tudo se mostraram bastante insuficientes para obter uma exactidão minimamente aceitável. Bibliografia Chang, Raymond, Química, McGraw-Hill, 1994 5 Neidig, N.A. e Yingling, R.T., Journal of Chemical Education, 42(9), 474(1965)