TERMODINÂMICA I

TERMODINÂMICA I

Determinação da Capacidade Calorífica de um Calorímetro

Determinação do Calor de Neutralização do NaOH(aq)

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 consequente 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 Calores 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 = H+(aq) + Cl-(aq) (l)

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

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

H+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + OH-(aq) = Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O (l)

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 encontra 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

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 a energia liberada na combinação dos íons hidróxido e hidroxila, - ∆HII , e o calor consumido para ionizar as moléculas de ácido, ∆HIII , isto é :

- ∆HI = ( - ∆HII ) - ∆HIII

As variações de entalpia durante reações de neutralização podem ser determinadas por simples calorimetria. Em um calorímetro isolado adiabaticamente, o calor liberado durante a neutralização, - ∆H, é igual à quantidade total de calor recebida pelos produtos da reação, Qp, e pelo calorímetro, Qc de modo que:

- ∆H = Qp + Qc = Q

A quantidade total de calor, Q, por sua vez, pode ser medida pela elevação da temperatura do sistema durante o processo.

Para relacionar Q à elevação da temperatura, sejam Ti a temperatura inicial de equilíbrio do calorímetro e dos reagentes, Tf a temperatura final de equilíbrio do calorímetro e dos produtos da reação, Cc e Cp as capacidades caloríficas do calorímetro e dos produtos, respectivamente. Sendo conhecidas estas capacidades caloríficas, medem-se as temperaturas:

Ti e Tf e calcula-se Q como

Qcal = Cc.(Tf - Ti ) + Cp.(Tf - Ti )

A capacidade calorífica dos produtos pode ser calculada por Cp = mp.cp , onde mp é a massa e cp o calor específico dos produtos. Em ambas as neutralizações aqui usadas como exemplo, consideramos soluções aquosas de ácidos e bases. Os produtos destas reações são também soluções iônicas aquosas. Neste caso, para soluções diluídas, o calor específico é aproximadamente igual ao calor específico da água, isto é. cp =1 cal/g.o C.Sendo a massa dos produtos igual à massa dos reagentes, mp está determinada pela escolha das quantidades dos reagentes.

2.3 Capacidades calorífica de um calorímetro

A capacidade calorífica de um calorímetro pode ser determinada em um experimento de calorimetria no qual uma quantidade de calor conhecida é fornecida ao calorímetro. Este experimento consiste em colocar uma quantidade conhecida de água à temperatura ambiente dentro do calorímetro