Determinação de Grandezas Termodinâmicas usando Espectroscopia no UV/Vis

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A690nm = ε’ x L x [CoCl4]-2

A690nm = 552 L.mol-1

Eq. (3.1)

Tabela 3.2 Com os valores de temperatura, absorbância e concentrações de [CoCl4]-2.

Temperatura (Kelvin)

Absorbância

[CoCl4]-2 (mol.L-1)

301,15

0,013

2,35.10-5

307,15

0,020

3,62.10-5

326,15

0,029

5,25.10-5

336,15

0,044

7,97.10-5

344,15

0,066

1,196.10-4

350,15

0,108

1,956.10-4

A partir da concentração do íon [CoCl4]-2 calculamos a concentração das outras espécies, como pode ser visto na tabela 3.3 abaixo.

Tabela 3.3 Com os valores das concentrações de [CoCl4]-2 e [Co(H2O)6]2+.

[CoCl4]-2 (mol.L-1)

[Co(H2O)6]2+ (mol.L-1)

2,35.10-5

0,01997

3,62.10-5

0,01996

5,25.10-5

0,01994

7,97.10-5

0,01992

1,196.10-4

0,01988

1,956.10-4

0,01980

Para o íon cloreto [Cl-] sabemos que a concentração é de 4,04 mol.l-1, pois temos que a concentração de HCl utilizada foi de 4,0 M mais 0,04 M do CoCl2.

Considerando que a concentração molar é numericamente igual a atividade podemos encontrar as constantes de equilíbrio para as diferentes temperaturas como na equação 3.2 abaixo.

Kc = [pic 3]

Eq. (3.2)

Tabela 3.4 Com os valores das temperaturas e das respectivas constantes de equilíbrio.

Temperatura (Kelvin)

Constante de equilíbrio Kc

3012,15

4,42.10-6

307,15

6,81.10-6

326,15

9,88.10-6

336,15

1,50.10-5

344,15

2,25.10-5

350,15

3,70.10-5

Considerando as reações entre energia livre de Gibbs e a constante de equilíbrio [pic 4], a equação que relaciona a constante de equilíbrio com a variação de entalpia e a variação de entropia pode ser descrita da seguinte maneira:

[pic 5]

Eq. (3.3)

Portanto, ao representar valores de logaritmo natural da constante de equilíbrio medidos pelo inverso da temperatura se obtém uma equação linear onde o gráfico é representado por uma reta, como na figura 3.1, cuja pendente negativa é igual a variação da entalpia dividida entre a constante dos gases e a ordenada na origem é igual a variação de entropia dividida pela a constante dos gases.

[pic 6]

Figura 3.1 Gráfico do logaritmo da constante de equilíbrio versus o inverso da temperatura.

A partir do gráfico acima podemos obter os valores da variação da entalpia e da variação de entropia que são respectivamente 33,440.103kJ.mol-1 e 8,539J.K-1.mol-1.

4.Conclusões

Baseado nos valores da entalpia para cada uma das reações, podemos concluir que a reação por apresentar uma variação de entalpia positiva é endotérmica. O que é comprovado também pela mudança na cor da solução de rosa para azulado quando ela é aquecida.[pic 7]

A solução de cloreto de cobalto hexahidratado que preparamos é cor de rosa, bem como sal em seu estado sólido. Na solução cor de rosa, havia um excesso de moléculas de água e isto favorecia a formação do íon [Co(H2O)6 ] 2+, em que o cobalto está ligado a 6 moléculas de água. Esta é a espécie responsável pela cor rosa da solução. A alteração da temperatura que promoveu esta mudança. A reação de formação do [CoCl4 ] 2- ocorre com absorção de energia. Dizemos que ela é uma reação endotérmica. Quando aquecemos a solução, fornecemos