roteiro 6

Química Geral Experimental – QMC 5120

Aplicação do ciclo de Born-Harber
1. Introdução
Através do ciclo de Born-Harber é possível determinar a variação de entalpia de uma etapa qualquer de 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. Várias são as aplicações do ciclo de Born-Harber em química. É bem conhecido o exemplo de determinação da energia reticular do cloreto de sódio, ou seja, a energia do processo.
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ; Hret = Uo = ?
Experimentalmente a medida direta desta entalpia não pode ser feita mas, se considerarmos que outras reações químicas devem ocorrer, podemos montar o ciclo de Born-Harber:

Na(s)

+

1/2 Cl2

S

NaCl(s)

1/2 D

Na(g) +

Cl(g)

I
Na+(g) +

 Hr

Uo

AE
Cl-(g)

Onde: Hr = entalpia de reação
S = entalpia de sublimação
I = energia de ionização

Uo = energia reticular
D = entalpia de dissociação
AE = afinidade eletrônica

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Química Geral Experimental – QMC 5120

Aplicando-se a Lei de Hess, temos:
Hr = S + ½ D + I + AE + Uo
Neste exemplo o valor de Uo pode ser calculado desde que seja o único valor desconhecido, isto é:
U0 = Hr – S – ½D – I – AE
Em muitos casos este mesmo ciclo é usado também para calcular a afinidade eletrônica, já que esta grandeza é um valor difícil de determinar experimentalmente.
Tanto a amônia quanto o ácido clorídrico são reagentes largamente utilizados na indústria química. Como estas substâncias se encontram no estado gasoso nas condições ambientais, costuma-se empregá-los na forma de solução aquosa.
Nesta aula prática, nosso desafio será determinar o calor de dissolução (Hd) do gás amônia e do cloreto de hidrogênio, no entanto uma medida direta destes valores não seria extremamente perigosa nas condições disponíveis no laboratório,