UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC
QIE0001 – Química Inorgânica Experimental
Prof. Fernando R. Xavier
Prática 04 – Termoquímica – Aplicação do ciclo de Born-Harber
1. Introdução
Desenvolvido em 1917 pelos cientistas alemães Max Born e Fritz
Harber, o ciclo termodinâmico que recebeu o nome de seus proponentes
caracteriza-se como uma importante ferramenta na análise da energia
envolvida em uma reação química.
Através do ciclo de Born-Harber é possível determinar a variação de
entalpia de uma etapa qualquer durante uma transformação em estudo. Para
tal, é necessário escrever o ciclo termoquímico de todas as etapas envolvidas
no processo. Desde que todas, menos uma entalpia, sejam conhecidas e,
aplicando-se a lei de Hess, isto é, partindo de um ponto do ciclo e retornando a
ele, a variação total de entalpia será nula.
Varias são as aplicações químicas do ciclo de Born-Harber. Dentre
estas, um exemplo típico é a determinação da energia reticular (ΔHret ou U0) do
cloreto de sódio. A equação química abaixo decreve o processo:
Experimentalmente a medida direta desta entalpia não pode ser feita,
mas se considerarmos que outras reações químicas devem ocorrer podemos
montar um ciclo termoquímico segundo as idéias de Born e Harber. O
diagrama a seguir apresenta o ciclo de Born-Harber para a formação do cloreto
de sódio:
Onde:
ΔHr é a entalpia de reação
D = entalpia de dissociação
S é a entalpia de sublimação
AE = afinidade eletrônica
I é a energia de ionização
U0 é a energia reticular
Aplicando a Lei de Hess para o ciclo termoquímico de Born-Harber
obtem-se a seguinte expressão:
Se o valor da energia reticular (U0) é desconhecido e todas as demais
grandezas conhecidas matematicamente podemos reescrever a equação
acima da seguinte forma:
Dados os valores tabelados para as demais grandezas termodinâmicas
(abaixo) a energia reticular pode ser então calculada:
ΔHr = -411,15 kJ mol-1
½ D = 121,68 kJ mol-1
S = 107,32 kJ mol-1
I = 495,70 kJ mol-1
AE = -348,94 kJ mol-1
Em muitos casos, este mesmo ciclo é utilizado também para calcular a
afinidade eletrônica (AE), já que esta grandeza é um valor difícil de se
determinar experimentalmente.
Em nosso experimento, faremos um estudo das trocas térmicas
envolvendo um reação ácido-base (ácido clorídrico e hidróxido de amônio) e
uma reação química de ionização/dissolução (cloreto de amônio e água).
O calor de neutralização da base fraca NH3(aq) pelo ácido forte, HCl(aq)
(ΔHneutr) e o calor de dissolução do sal NH4Cl(aq) (ΔHd) serão determiandos
experimentalmente.
Os valores das seguintes entalpias de formação (ΔfH) são fornecidos:
NH3(g) = -46,13 kJ mol-1
HCl(g) = -92,34 kJ mol-1
NH4Cl = -314,58 kJ mol-1
Com base nestas informações o ciclo de Born-Harber para este
processo é representado a seguir:
2. Objetivos
Calcular a partir de dados experimentais a entalpia de dissolução da
amônia gasosa (NH3), aplicando o ciclo de Born-Harber.
3. Pré-laboratório
a) Por quê é necessário indicar os estados físicos das substâncias
representadas numa equação química?
b) Qual é a formulação da lei de Hess?
c) É possível determinar os calores de neutralização e de dissolução pela
variação de temperatura observada na água? Explique.
d) Defina: Entalpia, calor de neutralização, calor de dissolução, entalpia de
reação, entalpia de formação, entalpia de sublimação, energia de
ionização e energia reticular.
e) Direfencie: eletronegatividade e afinidade eletrônica
f) Diferencie: calor de reação e entalpia de reação.
g) Diferencie: ácido fraco/forte e base fraca/forte.
h) Qual a função de um calorímetro?
i) Defina calor específico e quantidade de calor.
4. Materiais e Métodos
4.1 Materiais
1 béquer de 100 mL
1 termômetro (-10 a 100 oC)
2 provetas de 100 mL
1 porta-lata de ISOPOR®
4.2 Reagentes
HCl 0,5 mol L-1
NH4Cl(s)
NH4OH 0,5 mol L-1
4.3 Procedimento Experimental
Parte 1 – Determinação do calor de neutralização (ΔHneutr)
Para a preparação do calorímetro, insira o béquer de 100 mL dentro do
recipiente de ISOPOR® previamente forrado com papel toalha para maximizar
o isolamento térmico do sistema. Adicione 50 mL de HCl 0,5 mol L -1 no
calorímetro e 50 mL de NH4OH 0,5 mol L-1 em um proveta de 100 mL. Anote
separadamente as temperaturas das duas soluções e use o valor médio como
temperatura inicial.
Junte a solução de NH4OH à solução do calorímetro e anote a
temperatura extrema obtida. Para o cálculo das quantidades de calor considere
o calor específico da água 1,00 e do vidro 0,16 cal g-1 oC-1, respectivamente. Os
dados obtidos deverão constar na tabela presente no item Resultados.
Parte 2 – Determinação do calor de dissolução (ΔHd3)
Após a limpeza, secagem e nova montagem do calorímetro, adicione
100 mL de água destilada no mesmo e anote a temperatura inicial. Pese 2,5 ±
0,01 g de cloreto de amônio, agite e anote a temperatura extrema. Novamente,
para o cálculo das quantidades de calor considere o calor específico da água
1,00 e do vidro 0,16 cal g-1 oC-1, respectivamente. Os dados obtidos deverão
constar na tabela presente no item Resultados.
5. Resultados e Questionário
Complete a tabela abaixo, efetuando os cálculos pertinentes para que os
valores de entalpia sejam encontrados. Adote 1 cal = 4,184 Joules e 1000 J =
1 kJ.
Experimento
Parte 1
Parte 2
Variação de temperatura (Δt / oC)
Calor trocado (Qt / cal)
Número de mols (n / mols)
Calor de reação (Qp / cal mol-1)
Entalpia de reação (ΔHr / kJ mol-1)
Com base nos dados obtidos e calores de reação calculados respoda as
seguintes perguntas.
(a) Monte o ciclo de Born-Harber para as reações estudadas, e aplique a
Lei de Hess no mesmo.
(b) Calcule a entalpia de reação (ΔHr) entre NH3(g) e o HCl(g) usando valores
de entapias de formação (ΔfH) fornecidos na parte introdutória deste
experimento.
(c) Calcule a soma das entalpias de dissolução da amônia e do cloreto de
hidrogênio.
(d) Considerando as entalpias de formação (ΔHf) do HCl(g) (-92,31
kJ mol-1) e do HCl(aq) (-167,16 kJ mol-1), calcule a entalpia de dissolução
do cloreto de hidrogênio em água e em seguida a entalpia de dissolução
da amônia. Compare o resultado final com o valor teórico (ΔH d[NH3] =
-34,28 kJ mol-1).
(e) Construa um ciclo de Born-Harber para calcular a energia reticular (Uo)
do CaCl2(s). Dados:
Entalpia de formação do CaCl2
-795,8 kJ mol-1 (reação de síntese)
Entalpia de vaporização do Ca
178,2 kJ mol-1
Entalpia de 1ª ionização do Ca
589,8 kJ mol-1
Entalpia de 2ª ionização do Ca
1145,4 kJ mol-1
Entalpia de dissociação do Cl2
243,4 kJ mol-1
Entalp. de afin. Eletrônica do Cl2(g)
-350,0 kJ mol-1