Construção de um Calorímetro de Baixo

Construção de um Calorímetro de Baixo

(Parte 1 de 3)

w.scielo.br/eq Volume 35, número 2, 2010

63Ecl. Quím., São Paulo, 35 - 2: 63 - 69, 2010

Educação/Education

ConStrução de um Calorímetro de baixo CuSto para a determinação de entalpia de neutralização

M. H. M. T. Assumpção2, L. D. Wolf1, V. G. Bonifácio3 e O. Fatibello-Filho1*Universidade Federal de São Carlos, São Carlos, SP - BrasilUniversidade Federal do ABC, Santo Andre, SP - BrasilInstitudo de Tecnologia para o Desenvolvimento LACTEC, Curitiba, PR - Brasil * bello@ufscar.br resumo: Neste artigo descreve-se a construção de um calorímetro simples, utilizando materiais de fácil aquisição, para a determinação de entalpia de neutralização (pressão constante) de reações ácido-base. Foram utilizadas para o desenvolvimento do experimento soluções de ácidos e bases fortes e fracos, além de termômetro e recipiente de poliestireno expandido (isopor) para a medida e manutenção da temperatura, respectivamente. Com este experimento, foi então possível determinar a entalpia de neutralização (∆H) de algumas reações de neutralização e compará-las com o valor mais aceito de – 5,84 kJ mol -1, a 25 ºC [1].

palavras-chave: entalpia de neutralização, calorimetria, cálculo da entalpia de neutralização. introdução ácidos e bases, reações de neutralização

Existem várias teorias sobre acidez e basicidade. Nos primórdios da química os ácidos eram identificados pelo seu gosto azedo “ácido” e pelo seu efeito sobre certos pigmentos de plantas (por exemplo, o tornassol). Em 1884, Arrhenius sugeriu a teoria da dissociação eletrolítica e propôs a auto-ionização da água:

Substâncias que produzem H+ foram denominadas ácidos e substâncias que produzem OH-, bases, sendo uma típica reação de neutralização a reação a seguir [2]:

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)

Até o final do século 19, acreditava-se que a água era o único solvente no qual reações iônicas poderiam ocorrer. No entanto, estudos realizados em 1897 por Cady e em 1898 por Franklin e Kraus sobre reações em amônia líquida e por Walden em 1899 em dióxido de enxofre líquido, revelaram muitas analogias com as reações ocorridas em água [2].

Em 1923, Brönsted e Lowry definiram ácidos como sendo uma espécie que possui tendência a perder ou doar um próton e bases como sendo uma espécie que possui tendência a aceitar ou adicionar um próton [3]. Assim, uma típica reação de neutralização pode ser representada pelas reações a seguir:

NH4Cl(aq) + NaNH2(aq) NaCl(aq) + 2 NH3(aq) ou CO2 (aq) + 2 NaOH (aq) H2O (l) + 2 Na+ (aq) + CO3 2-(aq)

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Já Lewis, definiu ácidos como sendo substâncias capazes de receber pares de elétrons e bases como sendo substâncias capazes de doar pares de elétrons. Assim, um próton pode ser caracterizado por um ácido de Lewis e a amônia como uma base de Lewis, pois o par de elétrons livre do nitrogênio pode ser doado para o próton:

Além das definições já descritas, existem inúmeras outras como as definições de Cady e Elsey, Lux-Flood e Usanovich, no entanto as mais conhecidas são as supramencionadas. Para definição da entalpia de neutralização será utilizada a teoria de Arrhenius.

entalpia de neutralização

De 1882 a 1886, Julius Thomsen publicou dados de entalpias de neutralização de ácidos e bases. Esse pesquisador verificou que a entalpia de neutralização de um ácido forte por uma base forte em solução diluída era praticamente constante e igual a – 57,7 kJ mol –1, a 25 ºC [4].

Esse resultado e alguns dados de condutividade conduziram Svante Arrhenius a propor, em 1887, uma nova teoria para o comportamento das soluções eletrolíticas. Esse sugeriu que na solução existe um equilíbrio entre as moléculas não dissociadas do soluto e os íons que delas provêm pela dissociação eletrolítica. Os ácidos e as bases fortes sendo quase que totalmente dissociados, sua interação era, em todos os casos, equivalente a H+

(aq) + OH- (aq) H2O(l), explicando assim a constância do valor da entalpia de neutralização dos mesmos.

Assim sendo, a entalpia de neutralização pode ser definida como o calor liberado durante a neutralização de uma solução diluída de ácido por uma solução diluída de base. Essa entalpia de neutralização é sempre igual a – 5,84 kJ mol –1, a 25 ºC [1].

processo endotérmico

Um processo é dito endotérmico quando este absorve calor do ambiente. Quando um processo endotérmico ocorre num sistema (local onde se realiza o processo em estudo como célula ou vaso calorimétrico) com fronteiras (região entre o sistema e o ambiente) diatérmicas, há entrada de energia no sistema, na forma de calor. Quando um processo endotérmico ocorre num sistema com fronteiras adiabáticas, a temperatura do sistema diminui. A variação de entalpia (∆H) de um processo endotérmico é positiva, uma vez que a entalpia dos produtos, ∆H(p), é maior que a entalpia dos reagentes, ∆H(r). Um exemplo de processo endotérmico é o da vaporização da água.

processo exotérmico

Um processo é dito exotérmico quando este cede energia na forma de calor para o ambiente. Quando um processo exotérmico ocorre num sistema com fronteiras diatérmicas, há liberação de calor para as vizinhanças (parte do universo vizinha ao sistema de onde se faz as observações ou medidas). Quando um processo exotérmico ocorre num sistema com fronteiras adiabáticas, a temperatura do sistema se eleva. A variação de entalpia (∆H) de um processo exotérmico é negativa, uma vez que, a entalpia dos produtos, ∆H(p), é menor que o a entalpia dos reagentes ∆H(r). Um exemplo de processo exotérmico é a reação de combustão.

A entalpia de uma determinada reação é calculada mediante as entalpias de formação das substâncias em questão, e de acordo com as expressões (Equações 1 e 2):

∆H = ∆Hp – ∆Hr(1)
∆H = ∑Hf (p) – ∑Hf (r)(2)

Sendo Hf a entalpia de formação das substâncias.

fronteiras diatérmicas

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Fronteiras que são permeáveis à passagem de energia na forma de calor (como um béquer) são ditas diatérmicas.

fronteiras adiabáticas

Fronteiras que não permitem a transferência de energia na forma de calor são ditas adiabáticas.

Calorímetros

Calorímetros são definidos como aparelhos para medir variações de energia em situações onde a temperatura desempenha um papel primordial [5].

Os calorímetros são classificados de acordo com as trocas térmicas. São considerados adiabáticos quando não há troca de calor entre a célula e o ambiente (fronteira adiabática); isotérmicos quando as trocas de calor entre a célula e o ambiente são intensas (fronteira diatérmica) e isoperibólico quando o ambiente está a uma temperatura constante e as trocas de calor entre as duas partes são pequenas.

O calorímetro construído no presente artigo pode ser considerado isoperibólico (também chamado de jaqueta isotérmica) uma vez que há uma pequena troca de calor entre o vaso calorimétrico e o meio ambiente. Um calorímetro similar foi empregado recentemente por Braathen at al. [6] para a determinação da entalpia de decomposição do peróxido de hidrogênio com grande sucesso.

Esse experimento tem como principal objetivo mostrar que a entalpia de neutralização (∆H de neutralização) de um ácido forte com uma base forte, de um ácido forte com uma base fraca, de um ácido fraco com uma base forte, ou de um ácido fraco com uma base fraca, é constante e igual a – 5,84 kJ mol -1 [1]. Sendo assim, são apresentados nesse trabalho alguns cálculos da entalpia de neutralização (∆H de neutralização), bem como um experimento simples e de fácil execução para a determinação de entalpia de neutralização.

Cálculos (teóricos) das entalpias de neutralização (em kj mol -1) [3] entalpia de neutralização de um ácido forte com uma base forte: HCl(aq) + naoH(aq)

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

Na+ (aq) + Cl- (aq) + H2O (l)

∆H = ∑Hf (p) – ∑Hf (r)

∆H = {Hf (Na+) + Hf (Cl-) + Hf (H2O)} – {Hf (H+) + Hf (Cl-) + Hf (Na+) + Hf (OH-)} onde Hf é a entalpia de formação de cada espécie/ substância entalpia de neutralização de um ácido forte com uma base fraca: HCl(aq) + nH3(aq)

H+(aq) + Cl-(aq) + NH4+(aq) + OH-(aq)

NH4+(aq) + Cl- (aq) + H2O (l)

∆H = ∑Hf (p) – ∑Hf (r)

∆H ={Hf (NH4+) + Hf (Cl-) + Hf (H2O)} – {Hf (H+) + Hf (Cl-) + Hf (NH4+) + Hf (OH-)}

Ecl. Quím., São Paulo, 35 - 2: 63 - 69, 201066 educação education entalpia de neutralização de um ácido fraco com uma base forte: CH3CooH(aq) + naoH(aq)

H+ (aq) + CH3COO- (aq) + Na+ (aq) + OH- (aq)

Na+ (aq) + CH3COO- (aq) + H2O (l)

∆H = ∑Hf (p) – ∑Hf (r)

∆H = {Hf (H2O) + Hf (Na+) + Hf (CH3COO-)}–{ Hf (H+) + Hf (CH3COO-) + Hf (Na+) + Hf (OH-)}

∆H = - 5,84 kJ mol -1 (a 25 ºC) (reação exotérmica)

Para a determinação experimental da entalpia de neutralização neste trabalho utilizaram-se as seguintes expressões (Eqs. 6 - 10):

∆H = qreação / n (6) onde:

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