5.114 Considere as seguintes reações de neutralização de ácidos envolvendo a base forte
:
(a) Consultando dados de entalpias de formação, calcule o
de cada uma das reações.
(b) O ácido nítrico e o ácido clorídrico são ácidos fortes. Escreva equações iônicas simplificadas da neutralização desses ácidos.
(c) Compare os valores de
para as duas primeiras reações. O que você pode concluir?
(d) Na terceira equação,
está se comportando como um ácido. Com base no valor do
dessa reação, você acha que ele é um ácido forte ou fraco? Explique.
(b) O ácido nítrico e o ácido clorídrico são ácidos fortes. Escreva equações iônicas simplificadas da neutralização desses ácidos.
(c) Compare os valores de
(d) Na terceira equação,
Passo 1
Vou deixar claro o que o exercício pede e quais são as perguntas:
- O enunciado apresenta três reações de neutralização envolvendo
. - Perguntas:
(a) Consultando dados de entalpias de formação, calcularde cada reação.
(b) Como os ácidos nítrico e clorídrico são fortes, escrever equações iônicas simplificadas (net ionic) da neutralização desses ácidos.
(c) Comparar os valores dedas duas primeiras reações e dizer o que se conclui.
(d) Na terceira reação,atua como ácido. Com base no valor de dessa reação, dizer se ele é ácido forte ou fraco e justificar.
Informações relevantes dadas (as reações):
Passo 2
Método que vou usar (e por que): calcular
de cada reação aplicando a lei de Hess usando entalpias padrão de formação
. A fórmula básica é:
Explicando a fórmula:
é a entalpia padrão de formação (kJ·mol^{-1}) de cada espécie; somam-se as entalpias dos produtos e subtrai-se a soma das entalpias dos reagentes. Isso é exatamente a aplicação prática da lei de Hess: a entalpia é função de estado e pode ser obtida pela diferença das entalpias de formação.
Passo 3
Valores adotados das entalpias padrão de formação (consultados em tabelas termoquímicas; todos em kJ·mol^{-1} e à
). Vou explicitar cada valor que vou usar (assim fica transparente o cálculo):
Observação pedagógica: para espécies iônicas em solução aquosa, muitas tabelas listam as entalpias dos íons individuais; a entalpia de formação de compostos iônicos em solução é a soma das entalpias dos íons correspondentes. Por exemplo:
Vou usar essa propriedade para construir
das espécies como
etc., sempre explicitando a soma iônica.
Passo 4
Calcular
das espécies que aparecem nas reações, a partir das entalpias iônicas:
Comentário: para ácidos fortes em solução, é prático pensar que eles estão dissociados como
e o ânion; por isso os valores acima são consistentes com somas iônicas.]
Passo 5
Agora aplico a fórmula
à reação (1):
Substituindo os valores:
Arredondando com dois algarismos significativos após a vírgula:
por mol de reação (por mol de água formado).]
Passo 6
Mesma conta para a reação (2):
Novamente:
(praticamente idêntico ao da reação (1), dentro do arredondamento).]
Passo 7
Agora a reação (3). Primeiro escrevo a forma iônica simplificada (veja que na equação dada já aparece
como produto;
é espectador):
Aplicando a fórmula com os
usados:
Arredondando:
por mol de reação.]
Passo 8
Interpretação e observações didáticas sobre os números obtidos:
- As reações (1) e (2) deram
praticamente iguais: . Isso ocorre porque, em ambos os casos, o processo químico essencial é a neutralização do íon hidrogênio pela hidroxila: cuja entalpia padrão de neutralização é praticamente uma constante para ácidos fortes contra bases fortes (valor típico experimental aproximadamente a dependendo das convenções e tabelas). As pequenas diferenças numéricas vêm do arredondamento dos valores de dos íons e da convenção adotada para . - A reação (3) tem
muito menor em magnitude: cerca de . Isso significa que quase não libera calor comparado às neutralizações de ácidos fortes: a formação de água é fortemente exotérmica (como vimos, -57 kJ), mas aqui parte dessa energia é “gasta” no processo que converte em (isto é, a etapa relacionada à dissociação do ácido ). O resultado final é apenas um fraco exotermismo.
Passo 9
Respostas às perguntas (c) e (d) com interpretação qualitativa e ligação à força ácida:
- (c) Como as duas primeiras reações têm
praticamente iguais, conclui-se que a entalpia de neutralização é essencialmente independente do ânion quando se trata de ácidos fortes: o passo fundamental é sempre . - (d) A terceira reação é muito pouco exotérmica (
). Isso mostra que NÃO se comporta como um ácido forte: se fosse um ácido forte (isto é, totalmente dissociado em em solução), a neutralização por liberaria aproximadamente a , como nas reações (1) e (2). Como a neutralização do libera pouquíssima energia, isso indica que a etapa de liberar o próton de (formar e ) é desfavorável e “anula” a maior parte da energia liberada pela formação de água. Portanto é um ácido fraco (o que está de acordo com o seu ~ na água).
Resposta
(a)
(para
)
(para
)
(para
)
(b) Equações iônicas simplificadas (net ionic) para as neutralizações de ácidos fortes:
(para ambos
e
, pois os ânions e
são espectadores).
(c) Os valores de
das duas primeiras reações são praticamente iguais (
), mostrando que a entalpia de neutralização de um ácido forte por
é praticamente constante e depende essencialmente da formação de água.
(d) Pelo pequeno valor de
da terceira reação (
), conclui-se que
é um ácido fraco — a etapa de perda de próton de
é energeticamente desfavorável a ponto de anular quase toda a energia liberada pela formação de
.