Entalpia de Reação

Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA

1. Coletando dados para calcular a capacidade de calor de um calorímetroExpand

   Este experimento usará um calorímetro de pressão constante feito de dois copos de poliestireno empilhados, uma tampa de papelão e uma sonda medindo a temperatura de uma solução em tempo real. O poliestireno é um bom isolante, então você pode presumir que nenhum calor é trocado entre o interior e o exterior dos copos. O próprio calorímetro absorverá um pouco de calor, que você contabilizará calculando sua capacidade de calor.

   Na primeira parte deste experimento, você adicionará água quente à água fria no calorímetro e medirá o aumento da temperatura. Após o experimento, você calculará quanto calor a água quente perdeu para o calorímetro, em vez de para a água fria.

   • Coloque um jaleco, óculos ou óculos de segurança resistentes a respingos e luvas descartáveis. Certifique-se de que sua hotte esteja limpa e pronta para uso e que sua coifa esteja limpa e sem danos.
   • Para iniciar o laboratório, empilhe dois copos de poliestireno para formar o recipiente calorímetro isolado. Coloque uma barra de agitação magnética no calorímetro.
   • Meça a massa combinada dos copos vazios e da barra de agitação em uma balança de carregamento superior zerada. Registre isso em seu caderno de laboratório como a massa vazia do calorímetro e retorne à sua capela.

     Tabela 1: Calibração do calorímetro

     Calorímetro de massa vazia (g)
     Calorímetro de massa + água fria (g)
     Água fria em massa (g)
     Tfrio inicial (ºC)
     Tinicial quente (ºC)
     Calorímetro de massa + mistura de água fria e quente (g)
     Águaquente em massa (g)
     Tfinal (ºC)
     ΔTquente (K)
     ΔTfrio (K)
     Capacidade calorífica específica da água (J/g·K)	4.184
     Capacidade calorífica do calorímetro (J/K)

     Clique aqui para baixar a Tabela 1
   • Meça 50 mL de água fria da torneira e despeje no calorímetro. Meça a massa combinada, registre-a em seu caderno de laboratório e traga o calorímetro de volta para sua estação de trabalho.
   • Calcule a massa da água fria, ou m_fria, subtraindo a massa do calorímetro vazio da massa do calorímetro com água fria.
   • Meça 50 mL de água deionizada e despeje em um béquer de 150 mL. Coloque o copo em uma placa de aquecimento sob uma pinça de termômetro e fixe um termômetro digital na água.
   • Coloque o calorímetro no centro de uma pequena placa de agitação sob outro grampo de termômetro e cubra-o com uma tampa de papelão com um orifício no centro.
   • Ligue seu dispositivo de gravação de dados e configure-o para registrar a temperatura ao longo do tempo. Defina a taxa de gravação de dados para duas leituras por segundo e a duração da gravação para 600 s.
   • Insira a sonda de temperatura através do orifício na tampa do calorímetro e prenda-a no lugar. A sonda deve sempre ser fixada alta o suficiente para que você possa levantar a tampa.
   • Ligue o motor de agitação e aumente a velocidade de rotação até que a barra de agitação esteja mexendo continuamente no calorímetro.
   • Assim que a temperatura mostrada no dispositivo de aquisição de dados se estabilizar dentro de mais ou menos 0.1 °C, registre-a em seu caderno de laboratório como T_cold-initial.
   • Em seguida, ligue a placa de aquecimento e monitore a temperatura da água com o termômetro digital. Enquanto espera, leve algumas toalhas de papel para o exaustor.
   • Quando a água atingir 60 °C, desligue a placa de aquecimento. Remova a sonda de temperatura da água fria, limpe-a e segure-a ou prenda-a na água quente. Certifique-se de que a sonda não toque na parte inferior do béquer enquanto a leitura da temperatura se estabiliza.
   • Registre a temperatura em seu caderno de laboratório como T_hot-initial. Em seguida, remova a sonda da água quente, limpe-a e coloque-a de volta no calorímetro.
   • Assim que a leitura da temperatura se estabilizar, inicie a coleta de dados e aguarde até que o dispositivo registre alguns segundos de dados.
   • Em seguida, despeje cuidadosamente a água quente no calorímetro. Monitore a leitura da temperatura à medida que a água quente e fria se misturam.
   • Quando a temperatura atingir o máximo, o que significa que a temperatura não está mais aumentando, continue coletando dados por 5 a 6 minutos para garantir que você registre uma temperatura de equilíbrio.
   • Em seguida, interrompa a coleta de dados e nomeie os dados como 'calibração'. Remova a sonda e a tampa do calorímetro e reserve.
   • Meça a massa do calorímetro cheio de água na balança de carregamento superior.
   • Registre a massa em seu caderno de laboratório e traga o calorímetro de volta para a capela
     .
   • Calcule a massa da água quente, ou m_quente, subtraindo a massa do calorímetro contendo água fria da massa do calorímetro contendo água quente e fria misturada.
   • Remova a barra de agitação magnética do calorímetro e despeje a água na pia.
   • Seque bem o calorímetro e a barra de agitação e retorne a barra de agitação ao calorímetro antes de prosseguir.
2. Mg_(s) + 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq) + H_2(g)Expandir

   Esta é a primeira reação que você realizará no calorímetro. Aqui, o magnésio metálico é oxidado a magnésio 2+ e o H+ é reduzido a gás hidrogênio. Você continuará trabalhando em uma hotte devido aos perigos associados aos reagentes e produtos dessa reação. A fita de metal de magnésio é reativa à água e inflamável. O ácido clorídrico é corrosivo e tóxico, e o gás hidrogênio também é inflamável.

   • Crie uma nova execução de coleta de dados com as mesmas configurações de antes.
   • Rotule um béquer de 600 mL para resíduos aquosos de magnésio, que devem ser descartados separadamente no final do laboratório.
   • Obtenha a fita de magnésio, que é fornecida em tiras pré-cortadas de 0,45 a 0,55 g. Coloque um pedaço de fita em um barco de pesagem e traga-o de volta ao capô.
   • Em seguida, use uma toalha de papel e lixa para polir a fita de magnésio, revelando um material brilhante e prateado. O polimento remove a camada externa de óxido de magnésio que se forma quando o magnésio metálico é exposto ao ar.
   • Corte a fita de magnésio polido em pedaços de 0,5 a 1 cm de comprimento no barco de pesagem.
   • Use uma balança analítica e um segundo barco de pesagem para medir a massa precisa do seu magnésio. Registre a massa em seu caderno de laboratório. Em seguida, descarte o recipiente de pesagem extra e traga os pedaços de magnésio de volta para a hotte.

     Tabela 2: Primeira reação Mg + 2 HCl

     MassaMg (g)
     VolumeHCL adicionado (mL)
     T inicial (°C)
     Tfinal (°C)
     ΔTMg + HCl (K)
     DensidadeHCl (g/mL)	1.039
     HCl maciço (g)
     Solução de massa (g)
     Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K)	3.98
     ΔUMg + 2H+ ≈ ΔHMg + 2H+ (kJ)
     Reagente limitante (mol)
     Rendimento teórico (mol)
     ΔHMg + 2H+ (kJ/mol)

     Clique aqui para baixar a Tabela 2
   • Agora, traga um copo de 150 mL e um vidro de relógio para a capela de exaustão para dispensar HCl e despeje cuidadosamente cerca de 110 mL de HCl 2,0 M no copo. Cubra o copo e transporte-o de volta para o capô.
   • Use um cilindro graduado de 50 mL para adicionar 100 mL de HCl 2 M ao calorímetro seco. Registre o volume total de HCl adicionado e neutralize quaisquer gotas de ácido derramado.
   • Em seguida, coloque o calorímetro na placa de agitação, cubra o calorímetro e prenda a sonda de temperatura no lugar.
   • Ajuste o motor de agitação para uma velocidade média-alta e comece a registrar os dados de temperatura. Aguarde a coleta de 30 s de dados para obter uma temperatura inicial precisa.
   • Em seguida, levante a tampa de papelão e adicione os pedaços de magnésio ao calorímetro de uma só vez.
   • Ajuste a velocidade de agitação para que as peças mexam rapidamente. nota: É importante mexer bem a mistura para dissolver o máximo possível de magnésio no ácido.
   • Agora, feche o calorímetro e monitore a leitura dos dados à medida que a temperatura aumenta. Quando a temperatura atingir o máximo, permita que a coleta de dados continue por mais cinco minutos. Em seguida, pare a coleta de dados e desligue o motor de agitação.
   • Para evitar a contaminação cruzada em seu próximo experimento, enxágue bem a sonda de temperatura com água deionizada e colete o enxágue no copo de resíduos.
   • Em seguida, remova o calorímetro da placa de agitação e recupere a barra de agitação com uma pinça. Limpe a barra de agitação e a pinça da mesma maneira.
   • Despeje o conteúdo do calorímetro no lixo e lave bem o calorímetro com água deionizada. Seque o calorímetro com papel toalha.
   • Alterne a ordem de empilhamento dos copos de poliestireno para fornecer uma superfície interna limpa para a próxima reação. Seque a pinça, a barra de agitação e a sonda de temperatura e retorne a barra de agitação ao calorímetro.
3. MgO_(s) + 2 HCl_(aq) → MgCl_2(aq) + H₂O_(l)Expandir

   Aqui está a segunda reação que você realizará no calorímetro. Esta é uma reação ácido-base na qual o óxido de magnésio neutraliza o HCl. Como antes, o cloreto de magnésio permanecerá em solução como íons solvatados. O óxido de magnésio é um irritante respiratório, portanto, tenha cuidado ao medi-lo.

   • Crie uma nova execução de coleta de dados com as mesmas configurações de antes para continuar com o laboratório.
   • Meça aproximadamente 1 g de óxido de magnésio em uma balança analítica e registre a massa precisa em seu caderno de laboratório.

     Tabela 3: Segunda reação MgO + HCl

     Massa MgO (g)
     VolumeHCL adicionado (mL)
     T inicial (ºC)
     Tfinal (ºC)
     ΔTMgO + HCl (K)
     DensidadeHCl (g/mL)	1.039
     HCl maciço (g)
     Solução de massa (g)
     Capacidade calorífica específica de 2 M HCl (J/g·K)	3.98
     ΔUMgO + 2H+ ≈ ΔHMgO + 2H+ (kJ)
     Reagente limitante (mol)
     Rendimento teórico (mol)
     ΔHMgO + 2H+ (kJ/mol)

     Clique aqui para baixar a Tabela 3
   • Use seu béquer de 150 mL para transportar cerca de 110 mL de HCl 2 M para sua capela de exaustão. Despeje 100 mL de HCl no calorímetro e registre o volume de HCl em seu caderno de laboratório.
   • Configure o calorímetro na placa de agitação da mesma forma que no último experimento. Comece a mexer em alta velocidade e comece a coletar dados de temperatura. Aguarde 30 s para estabelecer uma leitura precisa da temperatura inicial.
   • Em seguida, levante a tampa do calorímetro e despeje o óxido de magnésio no calorímetro de uma só vez. Certifique-se de que a mistura esteja mexendo vigorosamente antes de recolocar a tampa. Monitore a leitura da temperatura à medida que aumenta.
   • Quando a temperatura atingir o máximo, colete mais 5 minutos de dados. Em seguida, pare a coleta de dados e desligue o motor de agitação.
   • Salve seus dados e transfira o arquivo para um computador ou unidade flash, para que você possa processá-lo mais tarde.
   • Agora, limpe e seque a sonda, mexa a barra e a pinça da mesma forma que antes. Despeje a mistura de reação no copo de resíduos e enxágue o interior do calorímetro antes de descartar os copos.
   • Neutralize os resíduos ácidos de magnésio com bicarbonato de sódio, confirme se o pH é aceitável com papel de pH e despeje-o em um recipiente designado para resíduos aquosos de magnésio.
   • Enxágue bem o béquer com água deionizada e despeje o enxágue no lixo. Feche o recipiente de resíduos quando terminar.
   • Em seguida, guarde o equipamento de laboratório e lave os vidros de acordo com os procedimentos padrão do laboratório.
   • Neutralize qualquer resíduo ácido aquoso que não contenha magnésio com bicarbonato de sódio antes de jogá-lo no ralo.
   • Descarte os barcos de pesagem, lixa e copos adequadamente para o seu laboratório, limpe os materiais derramados em sua capela e jogue fora toalhas de papel usadas e outros tipos de lixo.
4. ResultsExpandir
   • Primeiro, plote seus três conjuntos de dados com temperatura no eixo y e tempo no eixo x.
   • Encontre as mudanças de temperatura necessárias para seus cálculos, começando com seus dados de calibração. Você mediu as temperaturas quentes e frias iniciais diretamente, então você só precisa encontrar T_final, que é o pico de temperatura estável após a mistura da água. Preencha os valores inicial e final e resolva ΔT_quente e ΔT_frio.
   • Em seguida, observe os dados de suas reações. Tal como acontece com os dados de calibração, Tfinal para cada reação é a temperatura de pico. T_inicial é a temperatura estável antes do início de cada reação. Preencha esses valores e resolva para obter ΔT para cada reação. Como ΔT é uma diferença de temperatura e os graus Celsius e Kelvin têm o mesmo intervalo, você pode simplesmente alterar as unidades para Kelvin.
   • Agora, calcule a capacidade térmica do seu calorímetro e as mudanças na energia interna das reações. Para esses cálculos, suponha que a pressão fosse constante, o volume da solução quase não mudava à medida que aquecia e que não havia transferência de energia entre a solução e seus arredores. Sob essas suposições, a mudança de entalpia é igual ao calor, que por sua vez é aproximadamente igual à mudança na energia interna.
   • Primeiro, calcule a capacidade térmica do seu calorímetro. Comece preenchendo as massas das porções quente e fria de água da primeira parte do laboratório. Preencha os valores_{ΔT quente} e ΔT_frio que você calculou a partir de seus dados de calibração. Use a capacidade térmica específica da água à pressão ambiente e resolva a capacidade térmica do seu calorímetro.
   • Em seguida, calcule a energia interna da primeira reação. Determine a massa de sua solução somando as massas de seus reagentes. ΔT vem do seu gráfico. Você conhece a capacidade térmica do seu calorímetro e a capacidade térmica específica de 2 M HCl é de cerca de 3,98 J/K⋅g. Preencha esses valores e resolva para encontrar a energia interna e, portanto, a entalpia aproximada dessa reação. Use o mesmo processo para estimar a entalpia da segunda reação.
   • Para cada reação, identifique o reagente limitante e calcule o rendimento teórico em moles. Com base nisso, dimensione as entalpias para obter um rendimento de 1 mol.
   • Agora, calcule a entalpia de formação de óxido de magnésio usando esses valores e a entalpia conhecida de formação de H₂O. Observe que sua segunda reação deve ser revertida para que essas três reações se somem à formação de óxido de magnésio, então você usará a entropia negativa da reação direta.

     Tabela 4: Cálculo da entalpia de formação de MgO

     ΔHMg + 2H+ (kJ/mol)
     -ΔHMgO + 2H+ (kJ/mol)
     ΔHfH2O (kJ/mol)
     ΔHMgO (valor calculado; kJ/mol)
     ΔHMgO (valor da literatura; kJ/mol)
     Erro percentual

     Clique aqui para baixar a Tabela 4
   • Por fim, calcule o erro percentual entre o valor calculado e a formação de entalpia conhecida do óxido de magnésio.