SEPARAÇÃO DE MISTURAS

1. Objetivos 2

2. Introdução 2

2.1 Termoquímica 2

2.2 Calor de neutralização 3

2.3 Capacidade calorífica de um calorímetro 5

3. Prodedimento Experimental 6

3.1 Materiais utilizados: 6

3.2 Substâncias utilizadas: 7

3.3 Informações gerais dos reagentes 7

3.4 Métodos de realização da prática 9

3.4.1 Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 9

3.4.2 Determinação do calor de neutralização 10

4. Cálculos e resultados: 12

4.1 Calor de neutralização (acido forte com base forte): HCl + NaOH 12

4.1.1 Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 12

4.1.2 Determinação do calor de neutralização 13

4.2 Calor de neutralização (Ácido Fraco e Base Forte): H3CCOOH + NaOH 15

4.2.1 Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 15

4.2.2 Determinação do calor de neutralização 16

5. Discussão 18

6. Conclusão 19

Sumário 7. Bibliografia .......................................................................................................................... 19

1. Objetivos

Nesta prática objetivou-se determinar a capacidade calorífica de uma garrafa térmica adotada como calorímetro e os calores molares de neutralização de um ácido forte com uma base forte e de um ácido fraco com a base forte.

2. Introdução

2.1 Termoquímica

Através da experiência diária, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase que intuitiva. Enquanto outras formas de energia podem ser convertidas integralmente em calor, o inverso não é possível. Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética, aparecem sob forma de calor ou de trabalho. Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. Outras, endotérmicas, retiram calor do ambiente com conseqüente abaixamento de temperatura. Pode ser demonstrado que o calor transferido em uma mudança de estado à pressão constante, é igual à variação de entalpia do sistema. A entalpia de um sistema é a soma da energia interna do mesmo (U) e da energia de expansão ou energia elástica. Quando as reações químicas se processam em condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das reações. Quando a reação química é conduzida a pressão constante, a variação de entalpia, designada por ∆H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes. Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até formação dos produtos, a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a Lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de entalpia. Por isso, a diferença de entalpia entre os dois estados é independente de quantos estados possam existir intermediariamente.

As medidas de entalpia das reações são geralmente executadas através do emprego de calorímetros, e fornecem muitas informações sobre as energias de ligação. A utilização inversa das informações sobre as energias de ligação permite, por outro lado, a previsão de calores de reações, muitos dos quais impossíveis de serem determinados.

2.2 Calor de neutralização

O calor de reação entre um ácido e uma base é denominado calor de neutralização.

Em solução aquosa, os ácidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralização é numericamente igual ao calor de dissociação da água com sinal contrário. Este é o caso da neutralização do ácido clorídrico em presença de hidróxido de sódio, cujas soluções podem ser descritas, segundo Arrhenius, como

HCl + aq = Cl- (aq) + H+ (aq) (I)

NaOH + aq = Na+ (aq) + OH- (aq) (I)

Partindo dessas soluções, a reação de neutralização pode ser descrita como:

Cl- (aq) + H+ (aq) + Na+ (aq) + OH- (aq) = Cl- (aq) + Na+

(aq) + H2O (I)

Ou, simplesmente,

H+ (aq) + OH-

(aq) = H2O , ∆Ho 298 = -13,6 kcal/mol = -5,9 kJ/mol (IV) , onde ∆Ho 298 é o calor de neutralização a 1 atm e 25 o C, ou entalpia padrão de neutralização.

Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados o calor de neutralização assume valores diferentes. No caso do ácido acético, que é um ácido fraco, parte das moléculas não se encontram dissociadas. Isto é representado pela equação

CH3COOH + aq = CH3COOH(aq) (V)

Em presença de uma solução aquosa de uma base forte, como o NaOH, a reação de neutralização pode ser descrita como

CH3COOH(aq) + OH- (aq) = CH3COO- (aq) + H2O , ∆HI

De acordo com a Lei de Hess, esta equação pode ser obtida somando-se as equações

H+ (aq) + OH-

(aq) = H2O , ∆HII e

CH3COOH(aq) = CH3COO- (aq) + H+ (aq) , ∆HIII , devendo-se fazer o mesmo com os efeitos térmicos dessas reações para obter o efeito térmico da reação global, isto é ,

∆HI = ∆HII + ∆HIII

Portanto, o calor liberado nessa reação, - ∆HI , pode ser calculado como a diferença entre