ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO

...

A reação demonstra:

NaCl(s) + Calor Na(aq)+ + Cl(aq)-[pic 7]

KCl(s) K(aq)+ + C(aq)- + Calor[pic 8]

Em calorímetro adiabático o sistema esta isolado e o sistema não transfere calor para o ambiente. Portanto, para qualquer transformação dentro do calorímetro, sobre pressão constante o primeiro principio diz que ∆H = Qp = 0.

Portanto para obter o valor de ∆H, indiretamente, devemos usar a Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. No caso as variações de entalpia de solução e do calorímetro, como se ver na equação abaixo:

∆HReação = ∆Hsolução + ∆Hcalorimetro

∆H = Qp = m.c.( ∆t)

Q = Calor

m = massa

c = calor especifico

∆t = variação de temperatura

A entalpia do calorímetro será usada em duas equações, convém realizar seus cálculos primeiro perante o NaCl e KCl.

“O calorímetro usado se trata de uma garrafa térmica, desconhecendo a massa e seu calor especifico, utilizamos o sua capacidade térmica”.

C = m.c = 36 cal/°C

Entalpia do calorímetro NaCl:

Qcalorímetro = C.(∆t)

19,6 °C - 19,8°C)[pic 9]

[pic 10]

Entalpia do calorímetro KCl:

Qcalorímetro = C.(∆t)

[pic 11]

[pic 12]

Entalpia da solução NaCl e KCl:

“Utilizaremos o calor especifico da água por está em maior massa, 1 cal/g °c”.

Qsolução = m.c.(∆t)

A massa da dessa equação é a soma da amostra iônica e a água, a massa da água é calculada pela densidade:

[pic 13]

d = densidade

m = massa

V = volume

[pic 14]

[pic 15]

msolução = 100 H2O + 5,9 NaCl = 105,9 g

msolução = 100 H2O + 4,7 KCl = 104,7 g

[pic 16]

[pic 17]

[pic 18]

[pic 19]

Variação de entalpia da reação NaCl e KCl:

∆Hreação = Qsolução + Qcolorímetro

∆Hreação NaCl = -21 cal - 7,2 cal

∆Hreação NaCl = - 28,2 cal

∆Hreação KCl = 188,46 cal + 64,8 cal

∆Hreação KCl = 253,26 cal

Em uma reação exotérmica e endotérmica os sinais da entalpia são representados respectivamente em negativo e positivo:

∆Hreação NaCl = + 28,2 cal ∆Hreação KCl = - 253,26 cal

A fim de expressar ∆Hreação em quantidade de matéria:

[pic 20]

n = número de mols

NaCl = 0,101 mols [pic 21]

KCl = 0,0617 mols [pic 22]

6. CONCLUSÃO

Através da variação de temperatura foi possível visualizar que reação estava a ocorrer durante cada experimento. A fim de encontra a quantidade de energia gasta durante cada dissolução, se utilizou a lei de hess, de acordo com essa lei, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação por meio da soma algébrica de equações químicas de reações que possuam ∆H conhecidos.

Dessa maneira tanto através da variação de temperatura e da observação da energia de entalpia, foi possível afirmar que o cloreto de sódio derrubou a temperatura do sistema e consumiu pouca energia evidenciando reação endotérmica. Do outro lado, cloreto de potássio aumentou a temperatura do sistema e liberou energia, sendo esta uma reação exotérmica, no qual é menos espontânea que o cloreto de sódio.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P. W.; PAULA, Julio de. Físico-química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 2 v. ISBN 9788521616009 (v.1).

ATKINS, P. W.; JONES, Loretta (Autor). Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p. ISBN 8536306688.

BALL, David W. Físico-química. São Paulo, SP: Pioneira Thomson Learning, 2005-2006. 2 v. ISBN 8522104174 (v. 1)

Faculdade Osvaldo cruz. http://www.juliocarreiro.com.br/labfisqui5e6.pdf ; data de acesso 23/10/2017.