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PR
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ - UTFPR
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA E BIOLOGIA
BACHARELADO EM QUÍMICA
Práticas de Físico Química QB75B
Experimento 3
Propriedades Termodinâmicas da Ionização do Ácido Acético
Sabe-se que as entalpias de reações individuais podem ser combinadas para obter a entalpia de outra
reação, combinação esta conhecida como lei de Hess. Sabe-se também que é possível determinar a entalpia
de reação com medidas calorimétricas. Então, com algumas medidas calorimétricas para determinar a
entalpia de algumas reações e conhecendo-se a lei de Hess podemos determinar as entalpias de outras
reações e também outras propriedades termodinâmicas.
Quando se prepara uma solução aquosa de ácido acético o seguinte equilíbrio é estabelecido:
CH3COOH(aq) + H2O(l)
CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
(1).
A constante de equilíbrio deste sistema é muito pequena, isto é, muito pouco do ácido está ionizado.
Assim uma forma de determinar a entalpia de ionização deste ácido, através de medidas calorimétricas, é de
forma indireta. Um destes caminhos é determinar a entalpia da reação do ácido acético com o hidróxido de
sódio em meio aquoso e combinar com a reação, H 3O+(aq) + OH-(aq)
2H2O(l), que tem entalpia
conhecida, mediante a lei de Hess.
Uma forma prática e inteligente de determinar a constante de equilíbrio da ionização do ácido acético
é preparar uma solução em que a concentração de ácido não ionizável é igual a de acetato, uma vez que a
constante de equilíbrio é uma propriedade termodinâmica que independe da composição do sistema. Neste
sistema é fácil demonstrar que: -logKa = pH, onde Ka é a constante de ionização do ácido acético.
Conhecendo a constante de equilíbrio, pode-se calcular o DrG° da reação, pois DrG° = -R·T·lnKa, onde R é a
constante universal dos gases e T a temperatura.
Conhecendo a entalpia padrão da reação (DrH°) e a energia de Gibbs padrão da reação (DrG°) na
temperatura, T, pode-se também calcular a entropia padrão da reação (DrS°) pela seguinte equação:
DrG° = DrH° - T·DrS°
(2)
Objetivo
- Determinar a entalpia padrão (DrH°) de ionização do ácido acético através de medidas calorimétricas e da
aplicação da lei de Hess.
- Determinar a constante de equilíbrio da ionização do ácido acético através de medida de pH da solução de
ácido acético/acetato de sódio.
- Determinar a energia de Gibbs padrão (DrG°) e a entropia padrão (DrS°) da ionização do ácido acético
através das relações destas com a entalpia e com a constante e equilíbrio.
Materiais e Reagentes
- 2 provetas de 100 cm3
- 1 pipeta volumétrica de 25 cm3
- 1 pipeta volumétrica de 10 cm3
- 1 pipeta graduada de 10 cm3
- 1 bureta de 25 cm3
- 4 erlenmeyer de 125 cm3
- 1 béquer de 50 cm3
- 1 termômetro
- 1 Calorímetro
- 1 Medidor de pH
- fenolftaleína
- Biftalato de potássio (seco em estufa a 110 °C por 2 h)
- solução de CH3COOH 1 mol·dm-3
- solução de NaOH 1 mol·dm-3
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Procedimento Experimental
Preliminares
- Primeiramente deve-se fazer a padronização das soluções de ácido acético e de hidróxido de sódio.
- Traga um procedimento para a padronização destas soluções e considere os materiais e reagentes que estarão
disponíveis neste roteiro.
- Use como padrão primário, o biftalato de potássio, para a padronização da solução de NaOH.
- Use como padrão secundário, a solução padronizada de NaOH, para padronizar a solução de ácido acético.
Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro (Cc)
- A determinação será feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e
quente, haja vista que a capacidade colorífica molar da água é conhecido (Use água ultrapura).
- Com o auxílio de uma proveta adicionar, no calorímetro, 100,0 cm3 de água fria (temperatura ambiente) e anotar
a temperatura (T1).
- Aquecer mais ou menos 150 cm3 de água até a temperatura aproximada de 30 °C acima da temperatura ambiente.
- Adicionar em uma proveta 100,0 cm3 da água quente. Espere estabilizar a temperatura.
- Meça a temperatura da água quente na proveta e anote em seu caderno de laboratório (T 2).
- Adicionar a água aquecida à água fria, no interior do calorímetro. Tampar o calorímetro e agitar um pouco.
- Espere o equilíbrio térmico ser atingido no interior do calorímetro.
- Anote em seu caderno de laboratório a temperatura de equilíbrio (T3).
- Calcule a capacidade calorífica do calorímetro em calorias.
- Lembrem-se que capacidade calorífica molar, a pressão constante, da água próximo a 25 °C é de
75,291 J·K-1·mol-1 e de que a quantidade de água pode ser determinada através do volume de água empregada e da
densidade desta.
- Para os cálculos não esqueçam que o processo é adiabático (q = 0) e que q = q f + qq + qc, onde qf é o calor da
água fria, qq o calor da água quente e qc o calor trocado entre o calorímetro e a água.
- Repita este procedimento pelo menos três vezes.
- Lembre-se fazer o calorímetro voltar a temperatura ambiente ante de repetir o procedimento.
Determinação da entalpia padrão de ionização do Ácido Acético (DH°)
- Coloque no calorímetro seco 100,0 cm3 da solução de ácido acético. Espere aproximadamente 2 minutos e meça
a temperatura da solução.
- Calcule a quantidade de solução de NaOH necessária para neutralizar esta quantidade de ácido.
- Se a quantidade for maior que 100,0 cm3, meça o excedente com uma pipeta graduada e o adicione na proveta
com a solução de NaOH.
- Adicione a solução de NaOH no calorímetro, feche-o, espere aproximadamente 2 minutos e meça a temperatura
final do sistema.
- Calcule DH para a reação que ocorreu considerando que a capacidade calorífica da solução final é igual à da
água e depois normalize para um mol de ácido acético.
- Calcule a entalpia de ionização do ácido acético através da lei de Hess empregando a reação anterior e a reação:
H3O+(aq) + OH-(aq)
2H2O(l) , DH° = -57,74 kJ·mol-1.
Determinação da Energia de Gibbs padrão e da Entropia padrão da reação de ionização do Ácido Acético.
- Coloque 25,00 cm3 da solução de ácido em um erlemmeyer e titule-o com a solução de NaOH usando
fenolftaleína como indicador.
- Após a viragem, adicione mais 25,00 cm3 da solução de ácido e agite.
- Transfira o conteúdo do erlemmeyer para o béquer de 50 cm3 e meça o pH da mistura.
- Com estes dados determine em seguida o DrG° e DrS° para a reação de ionização do ácido acético.
- Discuta sobre a espontaneidade e equilíbrio da reação.
- Demonstre que para o sistema estudado a seguinte equação: -logK a = pH, é válida.
Referência
G. Castellan, Fundamentos de Físico-Química, 1ª Ed. (reimpressão),Rio de Janeiro, LTC, 1996.
P.W., ATKINS,. Physical Chemistry, 6a Ed. (reimpressão), Oxford, Oxford University Press, 1999.
N. J.M, Souza, Experimentos em Físico-Química, Curitiba, Ed. Universitária Paranaense, 1993.
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Apêndice A: Dados coletados no experimento
Grupo ___
Data:_______________
Experimento 3: Propriedades Termodinâmica da Ionização do Ácido Acético.
1) Dados e Cálculos para a padronização das soluções de hidróxido de sódio e de ácido acético.
2) Dados e cálculos para a determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro.
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3) Dados e cálculos para a determinação da entalpia padrão de ionização do ácido acético.
4) Dados e cálculos para a determinação da Energia de Gibbs padrão e a Entalpia padrão de ionização do
Ácido Acético.