AULA 9 Determinação da entalpia de dissolução de sais OBJETIVOS Compreender o conceito entalpia; Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro; Determinar a entalpia de dissolução de alguns sais. Vocês se lembram das aulas da disciplina de Laboratório de Ciências? Em algumas delas foi realizado experimentos que mostravam as variações energéticas ocorridas a partir de reações químicas. Retorne ao roteiro de prática e reveja estes experimentos que tem relação com a aula de hoje. Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações químicas, mudanças de estados físicos e variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que é dado pela calorimetria se baseia justamente em medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata especificamente das variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia é conservada nas transformações. As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia na forma de calor (reação exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro lado, se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, o sistema absorve energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e conseqüentemente diminuindo a temperatura do sistema. 78
Só existe transferência de calor quando há uma diferença de temperatura entre dois sistemas. Temperatura - moléculas. TEMPERATURA CALOR grandeza física utilizada para medir o grau de agitação ou a energia cinética das Calor - Energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles. A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H). Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes, como representado pela expressão abaixo. H = Hf (produtos) - Hf (reagentes) Equação 1 Hf = entalpia de formação das substâncias H = expressos em Joule (J) Para medir as entalpias de reação empregam-se geralmente calorímetros, que consistem usualmente de uma câmara de reação que contém um termômetro e um agitador. Os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto. A variação de entalpia para alguns tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é conhecida como entalpia de dissolução, Hdiss. (ou entalpia de solução). 79
Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de dissolução, é necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse conceito baseia-se na quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do sistema de 1 ºC. A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é feita utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro, isto é: q cal = - q água Equação 2 sendo: q cal = C. T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro); C = capacidade calorífica do calorímetro e T = variação da temperatura; q água = m.c. T (calor absorvido/liberado pela água) m = massa da água e c = calor específico da água Substituindo-se estes valores na equação 2, tem-se: C cal.(tf -T2) = - [m água.c água.(tf T1)] Equação 3 C cal = - [m água.c água.(tf T1)]/ (Tf -T2) OBS: Tf é a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; T2 é a temperatura do calorímetro vazio e T1 é a temperatura da H2O dentro do calorímetro. Conhecendo-se a capacidade calorífica do calorímetro, é possível determinar experimentalmente a entalpia de dissolução de uma substância contida no calorímetro de acordo com as equações 4 e 5: Equação 4 qreação = qdissolução + qcalorímetro sendo: 80
qreação = calor liberado na reação; qdissolução = qsolvente + qsoluto (calor absorvido pela solução) qsolvente = mágua. cágua. T qsoluto = msal. csal. T qcalorímetro = C. T (calor absorvido pelo calorímetro) Equação 5 H = qreação/n onde: n = quantidade de matéria que dissolveu (número de mols) Substituindo-se a equação 4 na equação 5 obtém-se: Equação 6 H = [mágua. cágua. (Tf T1) + msal. csal. (Tf Tsal) + Ccal (Tf T2)] / nsal Material Calor Específico J/gºC cal/g.ºc Ouro 0,129 0,031 Prata 0,235 0,056 Cobre 0,385 0,092 Aço 0,435 0,104 Ferro 0,448 0,107 Vidro 0,670 0,160 Cimento (bloco) 0,780 0,186 Lã de vidro 0,800 0,190 Tijolo 0,835 0,199 Areia 0,840 0,200 Alumínio 0,903 0,216 Papel 1,340 0,320 Gelo 2,093 0,500 Água 4,186 1,000 81
PARTE PRÁTICA Procedimento 1: Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro de copo de isopor Monte o calorímetro conforme figura abaixo. Use um suporte universal e uma garra de argola para apoiar o mesmo. OBS: Tomar bastante cuidado com o termômetro para não quebrar. Ele deverá estar imerso no líquido. A agitação deverá ser manual. Todo experimento que envolve variação de temperatura deve ser feito com muito rigor. Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio, lembrando-se que este deverá estar tampado. T 2 = Aquecer, em um béquer, 50 ml de água destilada a 50ºC, com uso do bico de bunsen. T 1 = 50ºC Em seguida, adicionar rapidamente a água aquecida no calorímetro e medir a temperatura do conjunto (calorímetro + água) após a estabilização da mesma. Aguardar aproximadamante 3 minutos. T f = Efetuar os cálculos para determinação da capacidade calorífica do calorímetro. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro, conforme equação 3. 82
Procedimento 2: Determinação da entalpia de dissolução dos sais NaCl e NaHCO3 Pesar as seguintes massas dos respectivos sais: 2,92 g de NaCl e 4,20 g de NaHCO3; Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio (T2), lembrando-se que este deverá estar tampado. Adicionar, com uso de uma proveta, 50 ml de água no calorímetro e medir a temperatura T1. Adicionar, em seguida, o sal cloreto de sódio, quantitativamente. Fechar rapidamente o sistema e agitar manualmente para dissolução total do sal. Verificar a variação da temperatura e anotar o valor da mesma quando esta atingir um valor constante (Tf). Aguardar aproximadamante 3 minutos. Repetir os mesmos procedimentos acima para o sal bicarbonato de sódio, lembrando-se de lavar o calorímetro e o termômetro. Anote as temperaturas observadas no quadro abaixo: T(ºC) SAL NaCl NaHCO3 T1 T2 Tf Tsal * *T sal = temperatura do calorímetro vazio, ou seja, T 2 Represente, no espaço abaixo, a equação química de dissolução dos sais. Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução de cada sal quanto à transferência de calor. Dissolução do NaCl: Dissolução do NaHCO3: Use os dados abaixo de calor específico dos sais 83
NaCl 0,722 J/gºC NaHCO 3 1,015 J/gºC Utilize os espaços abaixo para o calculo do H de dissolução dos sais e compare-os com os dados teóricos. H dissolução do NaCl, conforme equação 6. H dissolução do NaHCO3, conforme equação 6. SAL H dissolução (experimental) H dissolução (teórico) (KJ/mol) (KJ/mol) NaCl + 3,88 Erro experimental NaHCO3 + 17,15 * o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (-) 84
Referências Bibliográficas: 1. Wolf, L.D.; Assumpção, M.H.M.T.; Madi, A.A.; Bonifácio, V.G.; Fatibello-Filho, O. Ecl. Quím., São Paulo, 36, 2011. 2. Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. AUTO-AVALIAÇÃO 1. Calcule: a. A quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de água (aproximadamente um copo) de 22ºC até aproximadamente seu ponto de ebulição, 98ºC. b. A capacidade calorífica molar da água. 2. Ao receber 6000 cal, um corpo de 250 g aumenta sua temperatura em 40 C, sem mudar de fase. Qual o calor específico do material desse corpo? 3. Um bloco de vidro de massa m = 300g está inicialmente á temperatura Ti=25 C. Sabendo que o calor especifico do vidro é c = 0,20cal/g C, calcule a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do bloco até Tf=40 C. 85