Universidade Estadual de Feira de SantanaDepartamento de Ciências Exatas

Química Geral e Inorgânica І – EXA 409Laís Souza MachadoYasmin Cruz Lopes

Determinação experimental da variação de entalpia de uma reação de neutralização

Feira de Santana-BA

2013

Relato das atividades desenvolvidas em laboratório na disciplina de Química Inorgânica, do curso de Engenharia de Alimentos da Universidade Estadual de Feira de Santana no período de 2013.2 sob orientação da docente Olivia Bastos.

1.0 INTRODUÇÃO

Entalpia é a quantidade de energia contida em uma determinada substância que sofre

reação, ela calcula o calor de um sistema, é a forma mais usada de expressar o conteúdo

calorífico de um componente em uma reação química. A variação da Entalpia está na

diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma

reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação, e é simbolizado por

∆H.

Não há como determinar a quantidade de energia em uma substância, mas podemos

conhecer e medir sua variação. Para isso utiliza-se a fórmula:

Δ H = Hfinal – Hinicial

Em reações exotérmicas a entalpia final é menor do que a entalpia inicial, já que neste

tipo de reação ocorre a liberação de energia. Exemplo: queima de alimentos pelo

organismo, reações de combustão.

Em reações endotérmicas, a entalpia final é maior que a entalpia inicial, já que neste

tipo de reação ocorre a absorção de energia. Exemplo: Quando a luz solar incide em

uma molécula de clorofila das plantas, ocorre uma reação endotérmica, a planta absorve

parte da energia luminosa permitindo a reação do gás carbônico com água, que produz

carboidratos e libera oxigênio. A absorção da energia em forma de luz e sua

transformação em energia química permitem o crescimento das plantas, seu

florescimento e a produção de frutos.

A variação da entalpia pode ser conhecida dependendo da temperatura, pressão, estado

físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias. Foi criada uma forma

padrão de realizar tais comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias

sejam comparadas de acordo com uma da mesma condição, o que leva o nome

de estado-padrão.

Há algumas reações químicas que não podem ser sintetizadas, o que faz com que sua

entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações, utilizando a Lei de

Hess que diz:

A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e

final da mesma. Não importando, portanto, os processos intermediários.

Calorimetria

A calorimetria é a ciência que estuda o calor. Calor é uma forma de energia em trânsito,

ou seja, é a energia transferida de um corpo com maior temperatura para um corpo de

menor temperatura.

Em um sistema isolado, o calor é transferido do corpo de maior temperatura para o

corpo de menor temperatura até que o equilíbrio térmico seja atingido.

Trocas de calor

A definição de calor é usada apenas para indicar a energia que está sendo transferida, e

não a energia que o corpo possui.

A unidade de medida da quantidade de calor Q no Sistema Internacional (SI) é o joule

(J):

Calor sensível

Quando há variação de temperatura sem que haja variação do estado físico da matéria,

dizemos que o calor é sensível.

Podemos calcular o calor sensível pela equação:

Q = m.c.ΔT

Onde:

Q = quantidade de calor

m = massa do corpo

c = calor específico

ΔT = variação da temperatura

Para calcular o calor envolvido na reação de neutralização, deve-se considerar que o

calor será absorvido pela reação aquosa e pelo Erlenmeyer onde a reação foi utilizada.

Logo:

Qreação = Qsolução+ Qvidro

2.0 OBJETIVO

Determinar experimentalmente o calor envolvido na reação entre acido clorídrico e

hidróxido de sódio e comprovar a lei de Hess admitindo ocorrência dessa reação em

etapas.

3.0 MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 Equipamentos e vidrarias

Equipamentos/vidrarias Capacidade QuantidadeBastão de vidro 1 -Provetas 2 50mL e 100mLEspátulas 1 -Erlenmeyer 3 -Calorímetro de isopor 1 -Termômetro 1 -Pissete 1 -

3.1 Reagentes

Reagentes Fórmula MolaridadeÁgua destilada H2O -Hidróxido de sódio NaOH 1 mol/LÁcido clorídrico HCl 1 mol/L

4.0 TOXICIDADE DOS REAGENTES

Água – atóxica

Mercúrio - Alta toxicidade

Principais perigos:

O Mercúrio existe como um metal pesado, inodoro, metal líquido branco-prateado. É

altamente tóxico por exposição aguda e crônica. A exposição pode causar corrosão dos

olhos, da pele e no sistema respiratório, e pode resultar em danos no sistema nervoso

irreversível. Prontamente forma amalgamações com a maioria dos metais, exceto o ferro

(Fe). Perigo de efeitos cumulativos. Muito tóxico para os organismos aquáticos,

podendo causar efeitos nefastos no ambiente aquático.

Rotas de entrada primária: Inalação, contato/absorção de olhos e pele. Órgãos alvos:

sistema nervos central, olhos, pele, sistema respiratório, fígado e rins.

Inalação: Tóxico por inalação

Ingestão: a partir da ingestão do tóxico aparecem queimaduras na boca e

garganta,rapidamente acompanhada de náuseas e vômitos biliosos, depois,

sanguinolentos. Nunca dê algo pela boca a uma vítima inconsciente ou em convulsão.

Procurar atendimento médico imediatamente. Em geral, mercúrio passará através do

sistema digestivo rotineiramente.

Pele: pode causar irritação na pele. Pode ser nocivo se absorvido através da pele. A pele

pode se tornar seriamente irritada se deixada a permanecer em contato com mercúrio.

Rapidamente retirar as roupas contaminadas. Enxágüe com jatos de água e em seguida

lave a área exposta com sabão. Para pele avermelhada ou borbulhada, consulte um

médico especialista.

Olhos: pode causar irritação e corrosão nos olhos. A exposição aos compostos de

mercúrio ou o mercúrio pode causar manchas na superfície frontal da lente, que não

interfere na visão. Não permitir que a vítima esfregue ou mantenha olhos firmemente

fechados. Suavemente levante as pálpebras e lave imediatamente e continuamente com

grandes quantidades de água até transportá-la ao atendimento médico. Consultar um

médico imediatamente.

Hidróxido de sódio – alta toxicidade

Rotas de entrada primária: Inalação, contato/absorção de olhos e pele.

Ingestão: A ingestão de soda cáustica é extremamente perigosa porque pode causar

graves queimaduras e perfurações nos tecidos da boca, garganta, esôfago e estômago.

Não se deve ingerir nada além de grandes volumes de água; o vômito deve ser evitado

(se for espontâneo, deve-se deixar as vias respiratórias desobstruídas), e o serviço

médico deve ser procurado imediatamente.

Inalação: A presença de borrifos de NaOH no ar pode provocar pneumonia química, a

depender do tempo de exposição e da concentração. Com esse tipo de contaminação, o

melhor a ser feito é levar a vítima para um local arejado. Se a mesma não estiver

respirando, deve-se forçar reanimação e, se possível, administrar oxigênio puro.

Contato com a pele: Pode causar desde vermelhidão e ardência a queimaduras severas.

Deve-se lavar o local atingido com água corrente e procurar serviço médico, mesmo

com pequenas contaminações.

Contato com os olhos: o NaOH pode provocar queimaduras muito graves no tecido

ocular. Deve-se lavar os olhos por, pelo menos, 20 minutos com água corrente deixando

as pálpebras bem abertas. Sendo imprescindível, também, serviço médico apropriado.

Acido clorídrico –alta toxicidade

Ingestão: Pode causar severas queimaduras das membranas mucosas do sistema

digestivo. Dar de beber água, leite ou leite de magnésio, se a vítima estiver consciente.

Olhos: Pode causar severa irritação. Se a vítima não for removida rapidamente pode

haver dano permanente ou prolongado da visão, ou até mesmo cegueira. : Lavar

imediatamente com água corrente em abundância por, pelo menos 15 minutos. As

pálpebras devem ser afastadas durante a irrigação, para garantir o contato da água com

todos os tecidos dos olhos.

Pele: Pode causar queimaduras e destruição dos tecidos. Retirar toda roupa da vítima.

Lavar a área afetada com grandes quantidades de água. Havendo queimaduras, lavar a

área queimada com bastante água fria.

Inalação: Pode resultar em tosse, queimação, ou mesmo a sensação de sufocamento. a

vítima do local. Observar as condições respiratórias. Se tiver parada respiratória,

introduzir imediatamente respiração artificial.

Exposições a altas concentrações podem causar edema pulmonar.

5.0 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

5.1 Procedimento I

5.2 Procedimento II

5.3 Procedimento III

6.0 OBSERVAÇÕES EXPERIMENTAIS E RESULTADOS

No experimento I medimos inicialmente a massa de um Erlenmeyer de 125 mL,

medimos então 50 mL de HCl e 50 mL de NaOH em béqueres para que sua

temperatura inicial fosse medidas separadamente. Estando as temperaturas iguais, de

ambas substâncias, foram então misturadas no Erlenmeyer 1 e colocada no calorímetro

para que sua temperatura final fosse medida.

No Erlenmeyer II também previamente pesado, medimos 50 mL de água e colocamos

no calorímetro, medimos a temperatura, em seguida pesamos 1,0 g de NaOH no papel

filtro e colocamos no calorímetro com água, agitando para que a solução dissolvesse e

em seguida medimos a temperatura final.

No Erlenmeyer III previamente pesado medimos a temperatura de 50 mL de HCl e em

seguida adicionamos 2,0 g de NaOH pesados no papel filtro, em seguida medimos a

temperatura.

Segue anexo na tabela os valores encontrados:

Massa erlemeyer (g)

Temperatura HCl (ºC)

Temperatura NaOH (ºC)

Temperatura H2O (ºC)

Massa NaOH (g)

Temperatura mistura (ºC)

I - 71,7871 25 25 ----- ----- 31II - 67,0988 ----- ----- 24 1,0145 29II - 65,7857 25 ----- ----- 2,0159 43

Feito as três partes do experimento calculamos o calor liberado na reação, a entalpia de

reação e dissolução do mol de NaOH e utilizando a Lei de Hess e utilizando os valores

de entalpia de 1 e 2, calculamos a entalpia associada a reação 3.

Abaixo segue os cálculos realizados a partir dos dados encontrado nos experimentos:

Cálculos da entalpia

Experimento 1

Q1 = Qsolução= Qvidro

∆T(31-25) = m.c. ∆T + m.c. ∆T

= 100g.1calº.6 +71,7871.0,2.6

= 600 + 86,1445

= 686,1445

Q1/n Solução NaOH 1 mol/L

1L 1mol

0,050 L x

X=0,05mol NaOH

∆H1 = -Q1/n =686,1445/0,05

∆H1 = -13.722,89 = -57.361,6802J

Experimento 2

∆H2 = -Q2/n

Q2 = Qsolução + Qvidro = m.c. ∆T + m.c. ∆T

∆T = (29-24) = 5

= 50.1cal/g°.5 + 67,0988.0,2calº.5

= 250 + 67,0988

= 317,0988

Q1/n Solução NaOH 1 mol/L

1mol de NaOH 40g NaOH

X 1g

40x = 1Mol/g

x = 0,025g/mol

∆H2 = - Q/n

∆H2 = -317,0988/0,025

∆H2 = -12.683,952 = -53.018,9193 J

Experimento 3

∆H = -Q/n ∆T=(43-25)

Q3 = Qsolução = Qvidro

= m.c. ∆T + m.c. ∆T

= 50g. 1cal/g° . 18+ 65,7857 .0,2 .18

= 900+ 236,8285

= 1.136,8285

Q1/n Solução NaOH 1 mol/L

1mol de NaOH 40g NaOH

X 2g

x = 2/40 = 0,05

∆H3 = -Q/n

∆H3 = 1.136,8285/0,05

∆H3 = -22.736,5704 = -92.038,8642 J

Aplicação da lei de HESS

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

ΔH= (-13.722,89) + (-12.683,952) + (-22.736,5704)

= - 37.743,4124

7.0 DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

No experimento 1 medimos a temperatura inicial das substâncias, para que temperatura

final fosse alcançada, a temperatura inicial de ambas deveriam ser iguais, para que dessa

forma pudesse ocorrer a troca de calor. Com temperatura inicial de 25ºC, a temperatura

final da reação foi de 31ºC, podendo dizer que ocorreu a troca de calor. Fazendo os

cálculos chegamos ao valor final de ∆H1 = -57.361,6802J. Para que chegamos ao

resultado de ∆H, convertemos a unidade de medida de calº em J. Feito isso partimos

para o experimento dois, onde, partindo das mesmas informações presentes no calculo

do experimento 1, calcularíamos a entalpia de dissolução do NaOH, presente na mistura

de água e NaOH sólido, a temperatura final foi 29ºC. O valor obtido no calculo foi ∆H

= -53.018,9193 J. No experimento 3, usando um acido e uma base, medimos a

temperatura final e a partir dessa temperatura, fizemos o calculo de entalpia da reação

de NaOH, onde a temperatura final foi 43ºC, e o valor de ∆H = -92.038,8642 J. Feito

essa parte do experimento, fizemos por fim o calculo da lei de Hess, e comparamos se o

resultado foi esperado, onde a partir do experimento 1 e 2 chegaríamos ao resultado do

experimento 3. Usando a Leis de Hess, encontramos os seguinte valor -37.743,4124 J.

8.0 CONCLUSÃO

Nessa pratica realizada, conclui-se que apesar de parecer um experimento simples,

deve-se estar atento para que não ocorram erros durante a realização, principalmente na

utilização do calorímetro, para que esse seja devidamente vedado durante cada adição

dos reagentes, não alterando assim, a temperatura de estabilização do sistema. Contudo,

mesmo um calorímetro constituído de material termicamente isolante, apresenta perdas

de calor. Nesse experimento foi possível determinar o calor que é envolvido numa

reação de neutralização, pode-se notar também que a reação entre ácido clorídrico e

hidróxido de sódio tem entalpia negativa, ou seja, é exotérmica, libera calor para o

ambiente.

9.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS