Calor de dissolução PDF

Preview

Summary

Relatório de um experimento de Físico-Química sobre calor de dissolução...

Description

0

1 INTRODUÇÃO Termoquímica é o ramo da química que estuda a quantidade de calor envolvida em transformações físico-químicas, baseadas nos princípios da termodinâmica. Esses tipos de reações físico-químicas costumam ser representadas na forma de equações, chamadas de equações termoquímicas. Essas diferem das equações químicas comuns por apresentarem a variação de entalpia, temperatura e pressão de transformação. Ademais, a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos produtos e reagentes, e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada uma determinada reação. Com base nesses conhecimentos, são estudadas muitas propriedades relevantes para a termoquímica, como a que será abordada neste relatório: calor de dissolução. O calor de dissolução é a variação de entalpia observada na dissolução de 1 mol da substância (soluto) em solvente suficiente para se considerar a solução como diluída. É importante por indicar o calor integral e diferencial da dissolução, no qual o primeiro é o calor absorvido ou liberado quando um mol de soluto se dissolve numa quantidade de solvente adequada para uma dissolução de concentração desejada; e o segundo, o calor absorvido quando uma pequena quantidade de soluto se dissolve numa quantidade de solução, tal que não produza modificação apreciável de concentração. Assim sendo, o calor total de uma determinada mistura pode ser verificado experimentalmente e a variação de entalpia no processo de dissolução de um soluto para compor uma solução saturada é: °

−∆ H dis dlnS = R d (1/T ) Supondo que ΔH

dissol

é constante na temperatura T, a equação pode ser

facilmente integrada, ou seja:

=∫ ∫ ddlnS (1/T )

° ∆ H ° dis −∆ H°dis −∆ H dis →lnS = +C → log S= +C R R .T 2,303. R . T

1

Se a solubilidade de uma substância é determinada em duas temperaturas diferentes o seu calor de dissolução (ΔH

.) pode ser calculado pela aplicação da

dissol

equação. Um resultado mais preciso pode ser obtido através de um gráfico que relacione o logaritmo da solubilidade em várias temperaturas diferentes o qual gera uma reta cujo coeficiente angular permite calcular facilmente o calor de dissolução.

2 OBJETIVOS 2.1 Objetivo geral Determinar o calor de dissolução do ácido benzoico. 2.2 Objetivos específicos Determinar através da reação do ácido benzoico com a água a sua solubilidade em diferentes temperaturas e comparar o valor encontrado para o calor de dissolução com o relatado na literatura.

3 METODOLOGIA 3.1 Materiais e Reagentes 

10 erlenmeyers



Termômetro



Pipeta volumétrica



Bureta de 50 mL



Proveta de 50 mL



Béqueres



Pipetador



Hidróxido de sódio



Ácido Benzoico

2



Fenolftaleína



Ácido oxálico ou oxalato de sódio



Termostato

3.2 Procedimentos Experimentais Previamente, foram montados cinco sistemas, a partir do calorímetro, nos quais colocaram-se um erlenmeyer contendo 2 g de ácido benzoico e 100 mL de água destilada em cada um dos kits, como representado na imagem que segue:

Figura 1 – Representação do sistema utilizado na prática

Fonte: Alunos Online

Mesmo não estando sendo representado na ilustração acima, o termostato foi utilizado no experimento. Ademais, é de grande valia ressaltar que cada erlenmeyer deve estar a uma temperatura diferente dos demais, uma vez que o ácido benzoico se dissocia à medida que a temperatura aumenta. Dessa forma, os cinco kits estavam a uma temperatura de 29,1°C, 37,8ºC, 45,1°C e 54,8°C, respectivamente. Dessa forma, coletou-se, de cada um dos erlenmeyers, 25 mL de amostra para serem transferidos para outro erlenmeyer e posteriormente titulados com solução de hidróxido de sódio (NaOH), após a adição de no máximo 3 gotas de fenolftaleína. Sendo assim, deu-se início ao processo de titulação, o qual exigiu

3

muito cuidado, uma vez que a solução deveria adquirir uma cor branda. Assim que se chegava ao ponto de viragem, o volume era anotado para cálculos futuros. O procedimento foi realizado para cada amostra contida nos cinco sistemas.

4 RESULTADOS E DISCUSSÕES Ao titular as soluções de ácido benzoico oriundas da dissolução do material em água em diferentes temperaturas, conforme explanado na metodologia, houve um gasto da solução KOH 0,1 M conforme descrito na tabela a seguir: Tabela 1 – Dados obtidos no experimento

Solução 1 2 3 4

Temperatura (K) 302,25 310,95 318,25 328,25

Volume de base gasto (mL) 4,7 5,7 7,0 11,5

Fonte: dos autores

Com base nesses dados e assumindo uma completa ionização do ácido benzoico, é possível calcular a concentração das soluções de ácido benzoico geradas após a dissolução, cálculos estes expressos na sequência: M a . V a =M b . V b M a 1=

M b . V b 1 0,1.4,7 . 10−3 = =0,0188 M −3 Va 25. 10

M a 2=

M b . V b 2 0,1.5,7 . 10−3 = =0,0228 M Va 25. 10−3

M a 3=

M a 4=

Mb . V b 3 Va

−3

=

0,1.7,0 . 10 =0,0280 M −3 25.10

M b .V b 4 0,1.11,5 . 10−3 =0,0460 M = Va 25. 10−3

Onde M e V representam, respectivamente, molaridade e volume e os índices a, b e 1 à 4 referem-se ao ácido, a base e as soluções do ácido benzoico em análise, respectivamente.

4

Tendo em vista essas molaridades, pode-se calcular a massa do ácido benzoico que foi dissolvida em cada um dos casos a partir das seguintes expressões: M=

m →m=M . mm .V mm .V −3

m a 1=M a 1 . mm a . V a=0,0188.122,1213.25 . 10 =0,0574 g

m a 2=M a 2 . mm a . V a=0,0228.122,1213.25 . 10−3=0,0696 g −3

m a 3=M a 3 .mm a . V a =0,0280.122,1213.25 . 10 =0,0855 g

m a 4=M a 4 .mm a . V a =0,0460.122,1213.25 . 10−3=0,1404 g A partir das massas que foram dissolvidas e considerando-se a densidade da água em 1 g/mL, pode-se calcular a solubilidade a partir da seguinte expressão: S=

Massa do soluto (g) 100 g do solvente

0,0574−−−−−−−−−−−−25 g

m a 1−−−−−−−−−−−−−−−−−100 g m a 1=0,2296 g → S1=0,2296 g / 100 g de H 2 O

0,0696−−−−−−−−−−−−25 g m a 2−−−−−−−−−−−−−−−−−100 g

m a 2=0,2784 g → S 2=0,2784 g/100 g de H 2 O 0,0855−−−−−−−−−−−−25 g

m a 3−−−−−−−−−−−−−−−−−100 g m a 3=0,3420 g → S3 =0,3420 g / 100 g de H 2 O

0,1404−−−−−−−−−−−−25 g m a 4−−−−−−−−−−−−−−−−−100 g

m a 4=0,5616 g → S 4 =0,5616 g/100 g de H 2 O

5

Onde m representa a massa do ácido benzoico dissolvida e o S representa a solubilidade. Com base nesses dados pode-se calcular o calor de dissolução a partir da inclinação do gráfico logS x 1/T cujos dados estão explanados na tabela que antecede o gráfico em questão: Tabela 2 – Dados do gráfico log S x 1/T Solução 1 2 3 4

Log S -0,63903 -0,55533 -0,46597 -0,25057

1/T (K) 0,003309 0,003216 0,003142 0,003046

Fonte: dos autores

Figura 1 – Gráfico log S x 1/T

Fonte: dos autores

Tendo em vista a inclinação da reta é possível calcular o calor de dissolução do ácido benzoico a partir da equação de Van’t Hoff já mencionada, uma vez que: −∆ H °dis −∆ H °dis dlnS = → log S= +C d (1/T ) R 2,303. R .T °

−∆ H dis ° a= → ∆ H dis =−a .2,303 . R=− (− 1.459,8046.2,303 .8,314 )=¿ 2,303. R

6

¿ 28.052,96 J /mol ou 28,05 kJ /mol

Onde a

refere-se ao coeficiente angular da reta do gráfico em questão.

O valor encontrado para a entalpia de dissolução, por sua vez, tem boa aproximação ao relatado na literatura que corresponde a 30,26 kJ/mol, possuindo, assim, um desvio de -2,21 kJ/mol em relação ao disponibilizado.

5 CONCLUSÃO Através do experimento executado com base em conhecimentos teóricos e prévios, foi possível medir o calor de dissolução do ácido benzoico que, devido sua proximidade em relação ao valor encontrado na literatura, acabou por comprovar que o experimento foi realizado de forma congruente. Entretanto, apesar dessa afirmação, o procedimento apresentou alguns problemas operacionais quanto a temperatura da pipeta e do erlenmeyer que são utilizados, respectivamente, na pipetagem e titulação das soluções do ácido benzoico, uma vez que devido estas estarem a temperatura ambiente que, dependendo da solução que foi posta, está abaixo da temperatura da solução há trocas de calor que acabam por influenciar nos resultados obtidos.

7

7 REFERÊNCIAS Atkins, P. W. Físico-Química. 6ª edição, vol. 1. Editora LTC. Rio de Janeiro, 2001. Atkins, P. W.; JONES, L. Princípios de Química. 3ª edição. Editora Bookman. São Paulo, 2006. HALLIDAY, D. & RESNICK, R. Fundamentos da Física 2. 8ª edição. UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ. Calor de dissolução. Relatório de Físico-Química Experimental – 518/03....