Relatorio de Fisco Quimica Experimental HBz

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO

INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

BACHARELADO EM QUÍMICA

DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL I

DOCENTE: PROF. DR. AILTON JOSÉ TEREZO

PARTE III – EQUILÍBRIO:

DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA E DA ENTROPIA DE DISSOLUÇÃO DO ÁCIDO BENZÓICO

DISCENTES: JOTSON CARVALHO DE CAMPOS

MÁRCIA CRISTINA

TAIRINE FERNANDA DA SILVA MAGALHÃES

CUIABÁ - MT

ABRIL DE 2018[pic 2]

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 Sumário

1        INTRODUÇÃO        3

1.1        Objetivos        6

2        PARTE EXPERIMENTAL        6

2.1        Materiais e Reagentes        6

2.2        Procedimento experimental        6

3        RESULTADOS E DISCUSSÃO        7

3.1        Determinação da entalpia e entropia de dissolução do ácido Benzóico        7

4        CONSIDERAÇÕES FINAIS        13

5        REFERÊNCIAS        14

1. INTRODUÇÃO

A termodinâmica química estuda as mudanças de energia, no qual acompanham as reações químicas. As mudanças de energia são fatores que determinam:

• Quão rapidamente uma reação ocorre, o que é um problema da cinética;
• Quão completa estará a reação no final, o que é um problema do equilíbrio químico.

A primeira lei da termodinâmica pode ser enunciada por: “Há conservação da energia total do universo, sendo o calor uma forma de energia”. Essa aplicação da lei condiz imediatamente às leis fundamentais da termoquímica:

• Lei de Lavoisier e Laplace: a uma dada pressão e temperatura, a energia necessária para decompor um composto nos seus elementos iguais e de sinal contrário a liberação de energia do processo inverso.
• Lei de Hess: a quantidade de calor absorvida, numa reação química, executada a pressão ou volume constante.

As reações de dissolução são aquelas em que há quebra da ligação de uma espécie. Sendo assim, a simples dissolução de um sal envolve transferência de energia no sentido em que a reação é definida como endotérmica, já que para haver quebra de ligação o sistema tem de ganhar energia suficiente para que isso ocorra. Ou seja, as forças de atração entre as moléculas do soluto e do solvente devem ser intensas o suficiente para compensar o rompimento das forças de atração entre as moléculas do soluto e entre as moléculas do solvente. Assim, o processo de dissolução de qualquer espécie é explicado de maneira adequada através da análise da energia que surge do estabelecimento de novas interações entre soluto e solvente, além dos fatores relacionados à variação de entropia (ΔS). Como o fator entropia favorece a formação das soluções, estas serão formadas se a variação da entalpia que acompanha o processo for negativa, zero ou fracamente positiva. No entanto, se a variação da entalpia for muito positiva, a variação da entropia não será suficiente para resultar uma variação de energia livre menor que zero, sendo o processo de dissolução não espontâneo.

A variação de entalpia num dado processo depende de diversos fatores, como, do estado de agregação dos componentes (sólido, líquido ou gasoso), da pressão, temperatura e da natureza da transformação. A variação de entalpia padrão, ∆H°, corresponde à variação de entalpia num processo em que todas as substâncias envolvidas se encontram no respectivo estado padrão, no estado inicial e no estado final. A entalpia pode ser definida pela seguinte função de estado:

H = U + PV

Onde, U é a energia interna do sistema e PV é o produto da pressão pelo volume. É o parâmetro mais usado para expressar o conteúdo calorífico de uma substância química.

A Entropia é uma grandeza termodinâmica geralmente associada ao grau de desordem. Ela mede a parte da energia que não pode ser transformada em trabalho. É uma função de estado cujo valor cresce durante um processo natural em um sistema fechado. A Segunda lei da termodinâmica, tem como princípio básico que em todas as trocas e conversões de energia (se nenhuma energia sai ou entra no sistema em estudo) o potencial energético do estado final será sempre menor que o potencial de energia do estado inicial.

Para a determinação da variação de entalpia e entropia pelo estudo da solubilidade de uma substância em função da temperatura; usou-se uma solução de ácido benzóico saturada em um sistema de aquecimento, onde retirou-se alíquotas de 25 mL dessa solução em temperaturas diferentes, e realizou-se a titulação com NaOH 0,1 mol/L. A reação que ocorre durante a titulação é a seguinte:

C6H5COOH + NaOH 🡪 C6H5COONa + H2O

Na termodinâmica química, a equação de Van't Hoff, relaciona a variação de Temperatura (T) com a Constante de equilíbrio (K), dado pela diferença de Entalpia (ΔH). Esta equação foi proposta inicialmente por Jacobus Henricus van't Hoff.

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Nesta equação K é a constante de equilíbrio da Temperatura T, ΔH° é a variação de entalpia e R é a Constante universal dos gases perfeitos. Considerando as reações entre Energia livre de Gibbs e a constante de equilíbrio, a equação também poderia ser descrita da seguinte maneira:

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Assim temos:

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Portanto, ao representar graficamente os valores da constante de equilíbrio pelo inverso da temperatura se obtém uma linha reta.

1. Objetivos

Determinar a entalpia e a entropia de dissolução de uma substância pelo método da solubilidade.