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http://www.ebah.com.br/content/ABAAAejX8AD/relatorio -pratica-calor-neutralizacao
CALOR DE NEUTRALIZAO
OBJETIVO: Determinar o calor de neutralizao entre cidos e bases.
TEORIA O calor de reao entre um cido e uma base denominado calor de neutralizao. Em soluo aquosa, os cidos e as bases fortes encontram-se completamente dissociados, e o calor de neutralizao numericamente igual ao calor de dissociao da gua com sinal contrrio. Este o caso da neutralizao do cido clordrico em presena de hidrxido de sdio, cujas solues podem ser descritas, segundo Arrhenius, como HCl + aq = Cl (aq) + H (aq) NaOH + aq = Na+(aq) + OH (aq) . Partindo dessas solues, a reao de neutralizao pode ser descrita como Cl (aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH (aq) = Cl (aq) + Na+(aq) + H2O , ou, simplesmente, H+(aq) + OH (aq) = H2O , (Ho298 = -13,6 kcal/mol = -55,9 kJ/mol , onde (Ho298 o calor de neutralizao a 1 atm e 25 oC, ou entalpia padro de neutralizao. Quando o cido ou a base no esto completamente dissociados o calor de neutralizao assume valores diferentes. No caso do cido actico, que um cido fraco, parte das molculas no se encontram dissociadas. Isto representado pela equao CH3 COOH + aq = CH3COOH(aq) . Em presena de uma soluo aquosa de uma base forte, como o NaOH, a reao de neutralizao pode ser descrita como CH3COOH(aq) + OH (aq) = CH3COO (aq) + H2O , (HI De acordo com a Lei de Hess, esta equao pode ser obtida somando as equaes -se H+(aq) + OH (aq) = H2 O , (HII
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e
CH3COOH(aq) = CH3COO (aq) + H (aq) , (HIII ,
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devendo-se fazer o mesmo com os efeitos trmicos dessas reaes para obter o efeito trmico da reao global, isto , (HI = (HII + (HIII.
Portanto, o calor liberado nessa reao, - (HI , pode ser calculado como a diferena entre a energia liberada na combinao dos ions hidrxido e hidroxila, - (HII , e o calor consumido para ionizar as moleculas de cido, (HIII , isto , - (HI = ( - (HII ) - (HIII . A variaes de entalpia durante reaes de neutralizao podem ser determinadas por simples calorimetria. Em um calormetro isolado adiabaticamente, o calor liberado durante a neutralizao, - (H, igual quantidade total de calor recebida pelos produtos da reao, Qp, e pelo calormetro, Qc de modo que - (H = Qp + Qc = Q . A quantidade total de calor, Q, por sua vez, pode ser medida pela elevao da temperatura do sistema durante o processo. Para relacionar Q elevao da temperatura, sejam Ti a temperatura inicial de equilbrio do calormetro e dos reagentes, Tf a temperatura final de equilbrio do calormetro e dos produtos da reao, Cc e Cp as capacidades calorficas do calormetro e dos produtos, respectivamente. Sendo conhecidas estas capacidades calorficas, medem-se as temperaturas Ti e Tf e calculase Q como Q = Cc.(Tf - Ti ) + Cp.(Tf - Ti ) , ou Q = (Cc + Cp ).(Tf - Ti ) A capacidade calorfica dos produtos pode ser calculada por Cp = mp.cp , onde mp a massa e cp o calor especfico dos produtos. Em ambas as neutralizaes aqui usadas como exemplo, consideramos solues aquosas de cidos e bases. Os produtos destas reaes so tambm solues inicas aquosas. Neste caso, para solues diludas, o calor especfico aproximadamente igual ao calor especfico da gua, isto ,cp ~ 1 cal/g.oC . Sendo a massa dos produtos igual massa dos reagentes, mp est determinada pela escolha das quantidades dos reagentes. Assim, para determinar Q a partir da elevao de temperatura durante a reao realizada sob condies adiabticas falta conhecer a capacidade calorfica do calormetro, Cc. Isto pode ser feito em um outro experimento de calorimetria no qual uma quantidade de calor conhecida fornecida ao calormetro. Este experimento consiste em colocar uma quantidade conhecida de gua temperatura ambiente dentro do calormetro e medir a temperatura de equilbrio. Em seguida, acrescenta-se uma quantidade tambm conhecida de gua aquecida a uma temperatura bem determinada. A gua aquecida fornece calor ao sistema formado pelo calormetro mais a gua fria. A quantidade de calor fornecido proporcional variao da temperatura deste sistema, conforme a expresso descrita a seguir. Sejam Tc a temperatura inicial da gua fria em equilbrio com o calormetro, Ta a temperatura da gua aquecida e Tf a temperatura final de equilibrio no calormetro depois de acrescentada a gua aquecida. Sejam, ainda, as massas de gua quente e de gua fria utilizadas ambas iguais a m. Finalmente, sejam c calor especfico da gua e Cc a capacidade calorfica do
calormetro. Ento, considerando o calormetro isolado adiabaticamente, o calor cedido pela gua quente igual ao calor recebido pela gua fria e pelo calormetro ou, dito de outro modo, a soma dos calores recebidos por todos os corpos no processo adiabtico igual a zero, isto , m.c.(Tf - Tc ) + Cc.(Tf - Tc ) + m.c.(Tf - Ta ) = 0 . Portanto, isolando Cc nesta equao, encontra-se Cc = 2.m.c.[ (Tc + Ta )/2 - Tf ] / (Tf - Tc ) Assim, conhecida a massa total de gua, 2.m , pode-se obter Cc medindo as temperaturas Tc , Ta e Tf . De acordo com esta breve descrio terica, o experimento para a determinao do calor de neutralizao realizado em duas etapas. Na primeira etapa, calibra-se o calormetro, isto determina-se Cc . Na segunda etapa, utiliza-se este mesmo calormetro para encontrar Q .
MATERIAL NECESSRIO vaso Dewar, basto de vidro, pipeta volumtrica de 50 mL, bquer de 250 mL, 1 termostato ou o aquecedor, 2 termmetros 0-50 C, bureta, erlenmayer, soluo de cido clordrico, soluo de cido actico, soluo de hidrxido de sdio, soluo padro de cido clordrico, soluo padro de hidrxido de sdio, fenolfetalena.
TCNICA EXPERIMENTAL 1a Parte (a) - Determinao da capacidade calorfica do vaso Dewar (calormetro) y y y y Usando pipeta volumtrica, colocar 150 mL de gua destilada no vaso Dewar e 150 mL de gua em um bquer de 250 mL; o Levar o bquer ao termostato, previamente regulado para 50 C, ou ao aquecedor, controlando a sua potncia at que a temperatura da gua no bquer chegue prxima a este valor; Quando o for atingido equilbrio trmico entre a gua e o vaso Dewar, anotar a temperatura Tc; Quando a temperatura da gua do bquer se estabilizar, anotar o valor de Ta, que deve estar prximo de 50oC, e junt-la gua contida no vaso Dewar, fechando-o imediatamente com a rolha e o termmetro;
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Agitar bem a mistura, e anotar a temperatura de 30 em 30 segundos at que seja atingido o equilbrio, isto , at a temperatura permanecer constante (ou quando ela passa a diminuir muito lentamente), anotando o valor obtido, Tf; Uma vez que a densidade da gua aproximadamente igual a 1 g/mL e o seu calor o especfico, c , aproximadamente igual a 1 cal/g. C , o volume de 150 mL de gua corresponde a uma massa, m , de aproximadamente 150 g . Portanto, a capacidade calorfica da gua contida no vaso Dewar, 2.m.c , igual a aproximadamente 300 o cal/ C. Substituindo os valores medidos de Tc e Tf na equao calorimtrica obtida anteriormente, determina-se Cc . Repetir os passos anteriores algumas vezes e fazer a mdia dos valores encontrados para Cc. Cuidados importantes Aguardar o tempo necessrio para que se estabelea o equilbrio trmico em cada passo. Quando o experimento for repetido, possvel que as temperaturas Tc, Ta e, consequentemente, Tf, sejam um pouco diferentes. Variaes da temperatura ambiente e oscilaes na temperatura do termostato podem ocorrer. Por outro lado, o vaso Dewar pode ainda estar aquecido quando o experimento for repetido ou, se for resfriado com gua corrente, pode estar a uma temperatura algo inferior do ar na sala. Portanto, uma boa calibrao do calormetro depende de paci&ncia e da anotao meticulosa dos dados. Com esses cuidados, os valores obtidos para Cc em sucessivas repeties deste procedimento devem variar pouco.
1 Parte (b) - Padronizao das solues y Usando a bureta, o erlenmayer, as solues padro e a fenolfetalena, proceda a padronizao das solues que sero utilizadas na reao de neutralizao, conforme descrito no Roteiro de Titulao
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2a Parte - Determinao dos calores de neutralizao y y y Lavar o Dewar com gua corrente para resfri-lo, e deixar repousar aberto e com gua suficiente para permitir a medida da temperatura (colocar o termmetro sem a rolha); Quando a temperatura da gua no Dewar estabilizar, despejar e secar o vaso (no use ar quente); Colocar 150 mL da soluo do cido forte (cido clordrico) no Dewar, aguardar o equilbrio trmico mantendo o vaso aberto (colocar o termmetro sem a rolha), e anotar o valor de Ti; Acrescentar 150 mL da base forte no vaso Dewar, fechando-o imediatamente com a rolha e o termometro; Agitar a mistura, e anotar a temperatura de 30 em 30 segundos at que seja atingido o equilbrio, isto , at a temperatura permanecer constante (ou quando ela passa a diminuir muito lentamente), anotando o valor obtido, Tf; Outra vez considerando as densidades das solues aproximadamente iguais a 1 g/mL o e os seus calores especficos aproximadamente iguais a 1 cal/g. C, a capacidade o calorfica dos produtos, Cp, ser de aproximadamente 300 cal/ C. Substituindo os valores medidos de Ti e Tf na equao calorimtrica correspondente, determina-se Q = - (H. (Os calores desenvolvidos, so praticamente iguais s variaes de entalpia, uma vez que n h variao aprecivel do volume da soluo que reage.) Repetir todo o procedimento acima com o cido fraco.
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TRATAMENTO DOS DADOS EXPERIMENTAIS y y Calcule a capacidade calorfica do calormetro, Cc, utilizando a expresso deduzida na seo de TEORIA. Calcule o valor mdio e o desvio padro de algumas tentativas. Calcule o calor liberado na reao, Q, utilizando a expresso deduzida na seo de TEORIA.
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Determine o calor de neutralizao por mol de reagente, em cal/mol, usando a concentrao da soluo mais diluda envolvida na reao. Assim, por exemplo, se A o reagente mais diludo, e [A] sua concentrao molar, ento o nmero de mols, nA, deste reagente presente no volume V nA = [A].V e o calor de neutralizao por mol de reagente calculado como
(H = - Q / n A REFERNCIAS [1] Atkins, P.W.; Fsico-Qumica, Vol. 1, 6a. Ed., LTC, Rio de Janeiro, 1999. Ver p. 45. [2] J. B. Russel, Qumica Geral, 2a Edio, Vol. 2, Makron Books do Brasil, Rio de Janeiro (1992). Captulos 15 e 17. [3] Pilla, L.; Fsico-Qumica, Vol. 1, LTC, Rio de Janeiro, 1979. [4] B. H. Mahan, Termodinmica Qumica Elemental. Editorial Revert, Barcelona (1978). [5] R. P. Bauman, Introduo ao Equilbrio Termodinmico, EDUSP, So Paulo (1972). [6] Allen J. Bard, Equilbrio Qumico, Harper & Row Publisher Inc., Nova York (1970). [7] V. P. Levitt (Editor), Findlay's Practical Physical Chemistry, Longman Group, Londres (1973). Ver p. 217. [8] Bueno, W.A., Degrve, L.; Manual de Laboratrio de Fsico-Qumica, McGraw-Hill, So Paulo, 1980. Experimento 1, p. 23-27.
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