relatório de Química Inorgânica Experimental

Universidade estadual de Goiás

Curso de licenciatura em química

Química Inorgânica Experimental

profesor

Verificação da entalpia de soluções em meio aquoso e de reações de neutralização

alunos

Cidade, 21 de maio de 2011.

Introdução

Dentre os diversos fenômenos físicos e químicos que acontecem espontaneamente ou não na natureza, sempre ira envolver processo de ganho ou perda de energia no sistema de análise em questão.

Essa perda ou ganho de energia nos denominamos entalpia, ela é fundamental para entendermos, qual o melhor processo, por exemplo, de separação de uma mistura, ou para determinarmos tal composto, etc. Um químico que se preze tem que saber alguns desses processos, pois com o conhecimento adquirido este poderá inferir de que ou o qual substancia se esta tratando.

Fundamentação teórica

Nos experimentos que iremos ver o principal processo para qual vamos determinar se o processo é endotérmico (absorve calor), ou exotérmico (libera calor) será a diferença de temperatura antes apenas com o solvente, (no caso a água), e depois em instantes que fizermos a solução com o outro reagente, afere-se novamente a temperatura, essa diferença é que vai determinar qual o processo em questão.

Materiais e Método (experimento 1)

Verificação da Entalpia de processos químicos.

Materiais Utilizados:

Tubos de ensaio

Estante para tudo de ensaio

Proveta de 10 ml

Balança de precisão

Termômetro de variação de -10°C a 100°C

Procedimento

Coleta-se 3 ml de água destilada com o auxílio da proveta de 10ml e insere-se seu conteúdo em vários tubos de ensaio, (3ml em cada um)

Com o auxílio de um termômetro verificou-se que a água estava a 28°C, além dos 3 ml de água foram inseridos nesses tubos de ensaio 0,5gramas  desses determinados compostos químicos:

Uréia

Cloreto de sódio

Cloreto de amônio

Nitrato de Potássio

Sacarose

Cloreto de Potássio

Sulfato de amônio

Tiossulfato de sódio

Sulfato de sódio anidro

Nitrato de sódio

Carbonato de sódio anidro

Agita-se bem a solução dentro do tubo de ensaio com cada um dos reagentes descritos acima, afere-se novamente a temperatura com o auxílio do termômetro.

Resultados e discussão (experimento 1)

De Fato houve variação de temperatura antes e depois da solução não se levando em conta o parâmetro inicial, a temperatura registrada no termômetro antes de seu uso que era de 24°C.

A tabela a seguir mostra os seguintes resultados dessa variação para cada substancia:

Tabela de aferimento de temperatura com acréscimo de 0,5g do composto

Reagente	Formula estrutural	Temperatura água	Adicionado 0,5g do  reagente	Variação de temperatura	Processo
Uréia	(NH2)2CO	24°C	20°C	-4°C	Endotérmico
Cloreto de sódio	NaCl	24°C	29°C	+5°C	Exotérmico
Cloreto de amônia	NH4Cl	24°C	22°C	-2°C	Endotérmico
Nitrato de potássio	Kno3	24°C	20°C	-4°C	Endotérmico
Sacarose	C6H12O6	24°C	26°C	+2°C	Exotérmico
Cloreto de potássio	KCl	24°C	22°C	-2°C	Endotérmico
Sulfato de amônia	(NH4)2SO4	24°C	25°C	+1°C	Exotérmico
Tiossulfato de sódio	Na2C2O3	24°C	26°C	+2°C	Exotérmico
Sulfato de sódio anidro	NaSO4	24°C	27°C	+3°C	Exotérmico
Nitrato de sódio	NaNO4	24°C	23°C	-1°C	Endotérmico
Carbonato de sódio	Na2CO3	24°C	30°C	+6°C	Exotérmico

O crescente de efeito térmico irá do mais endotérmico até o mais exotérmico que de fato a ordem crescente de entalpia ficou assim:

Uréia=KNO₃<NH₄Cl=KCl<NaNO₃<Sacarose<Sulfato de Amônia<Sulfato de sódio<NaCl<Carbonato de Sódio.

Usamos o KCl, o NaCl e NH₄Cl, para verificarmos a entalpia de hidratação para os cátions: K⁺, Na⁺, NH4⁺.

Lembre-se que todos os elementos citados acima, vão liberar em contato de solução aquosa o ânion cloreto, através da solvatação os íons ficam isolados pelo solvente polar que a comporta:

H₂O

KCl  → K⁺+ Cl^-

NH₄Cl→NH₄⁺+ Cl^-

NaCl →Na⁺+ Cl^-

De acordo com pesquisas feitas a entalpia de hidratação para os seguintes cátions é a seguinte:

NH₄⁺ < K⁺ < Na⁺

Materiais e Método (experimento 2)

Verificação da entalpia em processos de neutralização.

Neutralização com se sabe é um processo químico na qual um ácido “X” reage com uma base “Y”, formando algum sal e moléculas de água. Daí desenvolve-se a seguinte prática:

Materiais Utilizados:

Tubo de ensaio

Termômetro

50 ml de solução a 1 mol/L das seguintes substâncias:

Ácido Clorídrico

Ácido Sulfúrico

Ácido Nítrico

Hidróxido de Potássio

Preparamos a solução de Ácido Clorídrico (HCl) , como o que continha no laboratório era uma solução a 37% tivemos que deixar essa concentração a 1mol/L em 50 ml. Foi necessário realizar o seguinte cálculo;

Chcl = p%M Onde C é a concentração inicial e p é a densidade, e M é a massa molar.

1180/L x 0,37 x 1/36, 5 = 11,96 mol/L

Igualando as duas concentrações para obtermos a quantidade em volume do conteúdo dentro do frasco que irá ser utilizado para o preparo da solução:

C1V1 = C2V2      V1=C2V2/C1

1.            1mol/L x 0,05L/ 11,96 = V= 0, 004L

Resultado e discussão: neutralização (experimento 2)

De todos os dados observados neutralizando os ácidos (clorídrico, sulfúrico e nítrico) com a base em questão (hidróxido de potássio) sempre verificou um aumento de temperatura para todos os casos, tratando-se por tanto de uma reação exotérmica. A tabela de diferença de temperatura ficou a seguinte:

Temperatura inicial da solução de KOH 1mol/l deixada em repouso: 24°C

Temperatura final com adição de HCL: 28°C

                                               

De H₂SO₄: 27°C

De HNO₃: 27 °C

Como foi observada a variação de temperatura para as três foi mínima, de fato a concentração de 1mol/L e o fato de os três ácidos em questão serem considerados ácidos fortes, por ter uma alta taxa de ionização não fez muita diferença para a temperatura final, o HCL tem taxa de ionização maior dos três e por isso teve uma leve diferença em relação aos outros dois.

As equações químicas completas para a neutralização dos ácidos com a base são as seguintes:

Todas em meio aquoso: H₂O

 HCL + KOH   → H₂O +  KCl

H₂SO₄ + 2KOH  → 2 H₂O  +  K₂SO₄

HNO₃ + KOH  → H₂O + KNO₃

Sais formados: Cloreto de potássio, Sulfato de potássio e nitrato de potássio, juntamente com a molécula de água para os três casos.

Descarte

Os descartes dos materiais foram feito na pia do laboratório. Lembrando que o ácidos foram neutralizados pra ser descartados, e os que não usarão vão ser reaproveitados em outros experimentos

Conclusão

Podemos chegar em um consenso de que tudo que foi realizado desde então, tem base no que existe hoje na literatura, de fato não encontrou-se um resultado que não fosse esperado para essa experimentação.

No primeiro experimento Houve não entanto uma descrição de materiais reagentes quem em reação com a água acontece uma mudança na energia e essa energia é emitido em forma de calor fazendo com que a temperatura afira formando um processo endotérmico, ganho de energia e perda de calor ou exotérmico, perda de energia e ganho de calor.

Já no segundo experimento explica lago muito importante que é a neutralização dos ácidos, essa neutralização teve muito aproveito pois para sermos um bom Químico devemos fazer neutralização principalmente desses ácidos mais férteis.

Entre tanto esse trabalho foi muito bem aproveitado tanto na pratica quanto no saber da teoria que foi feito pesquisas.

Manual de Referencias Bibliográficas disponível em:

http://www.ebah.com.br/content/ABAAAehtAAB/relatorio-fisico-quimica-pressao-vapor-                                entalpia-evaporacao

http://br.syvum.com/cgi/online/serve.cgi/materia/quimica/acids_bases_salts.html