UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA
ICENP-Instituto de Ciências Exatas e Naturais do
Pontal
CURSO DE GRADUAÇÃO EM QUÍMICA
Experimento 02–Termoquímica
Ituiutaba – MG
28 Agosto 2019
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Experimento 2-Termoquímica.docx, Trabalhos de Transferência de Calor
A Termoquímica é uma parte da química que estuda as trocas de calor, ou seja, a transferência de energia envolvida durante as reações químicas. ... Na termoquímica, as reações químicas que ocorrem durante as trocas de energia na forma de calor são divididas em reações exotérmicas e endotérmicas.
Tipologia: Trabalhos
2016
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA
ICENP-Instituto de Ciências Exatas e Naturais do
Pontal
CURSO DE GRADUAÇÃO EM QUÍMICA
Experimento 02–Termoquímica
Ituiutaba – MG 28 Agosto 2019
1-INTRODUÇÃO
A termoquímica é definida com sendo um ramo da termodinâmica que estuda as trocas de calor ocorridas durante as reações químicas. A quantidade de calor liberado ou fornecido pode ser mensurada experimentalmente utilizando-se de um aparelho chamado calorímetro. Para que esta medida seja bastante precisa, é necessário que o calorímetro e o seu conteúdo estejam totalmente isolados, impedindo trocas com o meio externo. O calor medido refere-se à transferência de energia devido a uma diferença de temperatura entre o sistema e as vizinhanças [1]. É de suma importância ressaltar que “calor” é o termo dado à energia térmica quanto é transferida de um corpo ao outro provocado por uma diferença de temperatura entre ambos. O termo “temperatura” por sua vez é a grandeza física que mede o quão “quente” ou “frio” um corpo está. A energia liberada ou fornecida na forma de calor é igual à mudança de entalpia, ou ∆H. Desta maneira, temos que: Qp = ∆H A entalpia de formação, também chamada de entalpia-padrão, é o calor liberado ou absorvido na reação de formação de 1 mol de determinado composto. Em termos de ∆H, é definida como a diferença entre as entalpias molares dos produtos e dos reagentes em uma reação: ∆H = ∆H (produtos) - ∆H (reagentes) No presente experimento, o calorímetro será empregado para a determinação da entalpia de neutralização. Ao adicionarem ambos os reagentes, a reação liberará calor e a temperatura da solução e do calorímetro aumentará. Sabe-se que o calorímetro absorve parte do calor liberado pela reação. Sendo assim, é fundamental quantificar a quantidade de calor por ele absorvido, pois o objetivo do experimento consiste em determinar a quantidade total da reação. Assim, medir-se-á a capacidade calorífica do calorímetro, ou seja, a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura em 1°C, de acordo com a Equação (1): Q = m. C. ∆ T (1)
pudesse ser realizada. De posse de todos os dados, foi calculada a Capacidade Calorífica do Calorímetro. B) Determinação do calor de neutralização de HCl (^) (aq) e NaOH (^) (aq) Novamente, montou-se o sistema, todavia, no interior foi adicionado 25 mL de HCl 1 mol L-1^ e duas gotas de fenolftaleína. Agitou e mediu-se a temperatura mais estável. Calculou- se o volume de NaOH necessário para que pudesse neutralizar todo o HCl. Mediu-se este volume, e acrescentou-se mais 5 mL para certificar-se de que todo o HCl havia sido neutralizado realmente. Mediu-se a temperatura do NaOH de modo que esta fosse igual à temperatura do sistema do calorímetro. Rapidamente, adicionou-se a solução básica à ácida, tampou-se o sistema, agitou e mediu-se a máxima temperatura atingida. Verificou-se a cor da solução. Posteriormente, o sistema foi desmontado procurando não perder solução. Retirou-se o béquer e pesou-o, anotando com a máxima precisão a massa total. Ao subtrair a massa total da massa do béquer obtemos a massa da solução. Por conseguinte, determinou-se o calor de neutralização. C) Determinação do calor de dissolução do NaOH (^) (s) Montou-se o sistema, novamente, e 50 mL de água destilada foram adicionadas no interior do calorímetro. Determinou-se a temperatura da água. Cerca de 1,6 g de NaOH foram pesados em um béquer, e posteriormente, todo o sólido foi adicionado ao calorímetro. Agitou- se a solução para garantir que todo o sólido fosse dissolvido. A máxima temperatura atingida foi anotada. Para determinar a massa da solução basta somar a massa de água juntamente à massa de NaOH pesado, e deste modo, determinou-se o calor de dissolução do NaOH (^) (s). D) Determinação do calor de reação de HCl (^) (aq) e NaOH (^) (s) O sistema foi montado igual à pratica anterior. Foi calculado o volume de HCl 1 mol- que contenha 0,045 mol. Mediu-se esse volume e adicionou-o ao béquer do calorímetro juntamente com 40 mL de água destilada. Misturou-se a solução e determinou-se a temperatura. Pesou-se 1,6 g de NaOH, aproximadamente, assim como no item C). Adicionou- o ao calorímetro, agitou-se a mistura para garantir que a neutralização fosse efetiva, em seguida, anotou-se a máxima temperatura atingida. Determinou-se a massa da solução do mesmo modo do item C). Determinou-se o calor de neutralização.
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
A) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro A Tabela (1) apresenta os valores necessários para o cálculo da capacidade calorífica do calorímetro. Sabe-se que a capacidade calorífica da água é de 4,184 J K-1^ g-1^ e que a densidade da água a 27° C é 0,9965162 g cm^3 , desta forma, calculou-se a massa real da mistura da água quente com a água fria. Tabela 1. Dados de massas e temperaturas Temperatura da água fria (AF): 30 °C Temperatura da água quente (AQ): 50 °C Temperatura estabilizada: 35° C Massa real de água: 51,6608 g Para determinar a capacidade calorífica utilizou-se das Equações (1) e (2). ∆ H = Qp = m .C (^) p. ∆ T (1) qcalorímetro = qáguaquente − qágua fria (2) Substituindo a Equação (1) em (2), temos que: qcalorímetro =( m. C (^) p. ∆ T ) AQ −( m .C (^) p. ∆ T ) AF (4) Empregando-se os dados da Tabela (1), e as Equações (4) e (1), determinou-se a capacidade calorífica do calorímetro. qcalorímetro =( 51,6608_._ 4,184. 16 )−( 51,6608_._ 4,184. 5 )=2377,6 J C (^) p = Qcalorímetro m. ∆ T
=9,71 J K
− 1 g − 1 Determinou-se que a capacidade calorífica do calorímetro é 9,71 J K-1^ g-1.
Tabela 3. Dados de massas e temperaturas. Massa do béquer: 48,968 g Temperatura da água fria: 29° C Massa de NaOH: 2,006 g Temperatura máxima atingida: 37° C Para o cálculo do calor de dissolução do NaOH, empregaram-se a Equação (5) e os dados da Tabela (3). Qdissolução + Qcalorímetro + Qsolução = (^0) (5)
Qdissolução =−[ ( Qcalorímetro + Qsolução ) ]
Qdissolução =−[ ( mcalorímetro. Cp. ∆ T )+ ( mNaOH + água .C. ∆ T ) ]
Qdissolução =−[ ( 48,968. 9,71. 8 ) +( 52,010.3,93. 8 ) ]=− 5439 J
Novamente, o valor de NaOH da reação não é o valor teórico utilizado, portanto, sabendo-se a massa utilizada e a massa molar, determinamos que a quantidade de matéria que reagiu foi 0,0501 mol. Utilizando-se a Regra de Três podemos calcular qual seria o valor de ∆H caso a reação fosse feita com 1 mol do reagente. Assim, ∆H = - 108,56 kJ mol-1. D) Determinação do calor de reação entre HCl (^) (aq) e NaOH (^) (s) A Tabela (4) nos fornece os dados necessários para o cálculo da neutralização, todavia, agora utilizando o NaOH sólido e não mais o aquoso. Novamente, utilizaremos a capacidade calorífica específica de uma solução de NaCl 0,5 mol L-1-^ no valor de 4,02 J K-1g-1. Tabela 4. Dados de massas e temperaturas Massa do béquer: 48,968 g Volume de HCl: 29 mL Temperatura do HCl(aq): 30° C Massa de NaOH: 1,002 g Temperatura máxima da neutralização: 37° C Massa da solução: 51,35 g
Novamente, para o cálculo da neutralização, os dados da Tabela (4) e a Equação (3).
qneutralização = ∆ H =−( qganho pela solução + qcalorímetro ) (3)
qneutralização =−[ ( mcalorímetro. Cp. ∆ T ) +( msolução. C. ∆ T ) ]
qneutralização =[ ( 48,968. 9,71. 7 ) +( 51,35. 4,02. 7 ) ]=−4773,3 J
O número de mols da reação foi de 0,0275, visto que representa o número de mols de HCl e consequentemente de NaOH que reagiram. Para esta quantidade de matéria o ∆H determinado foi de – 4773,3 J, no entanto, o valor teórico considera 1 mol como referência. Desta maneira, converteu-se o ∆H encontrado para 1 mol. Portando, ∆H = - 173,57 kJ mol-1. E) Lei de Hess Para a validação da Lei de Hess no experimento, utilizou-se das semi reações presentes durante o processo de neutralização do HCl (^) (aq) com NaOH (^) (aq). Os valores encontrados estão presentes na Tabela (6). Tabela 6. Entalpias de formação teóricas e experimentais das semi reações ΔHteórico (kJ mol-1) ΔHexperimental (kJ mol-1) NaOH (^) (aq) + H 2 O (^) (l) ⇄ NaOH (^) (s) + H 2 O (^) (l) +44,5 + 108, HCl (^) (aq) + NaOH (^) (s) ⇄ NaCl (^) (aq) + H 2 O (^) (l) -100,3^ - 173, HCl (^) (aq) + NaOH (^) (aq) ⇄ NaCl (^) (aq) + H 2 O (^) (l) -55,8^ – 65, Sabendo-se que o ΔH teórico da reação de neutralização, se calculado normalmente, é de -55,8 kJ mol-1, o valor encontrado experimentalmente apresentou um erro de 16,51% do valor experimental. Tais erros podem estar relacionados ao uso do sistema utilizado contendo o calorímetro, o mesmo não estiver totalmente fechado, pode haver perda de calor, não sendo contabilizado e, portanto, haverá uma ligeira diferença ao realizar os cálculos. É de extrema importância que a leitura da temperatura seja a mais precisa possível, visto que todos os cálculos envolvem-na, e caso seja realizada de maneira errônea, acarretarão em novos erros.