Relatorio Calorimetria, Notas de estudo de Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO

CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FUNDAMENTAL

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II

Aluno: Roberto José Tibúrcio P. Júnior.

Experimento: CALORIMETRIA

1. Introdução:

Onde “c” é o calor específico, “m” a massa e “ F 04 4 T” a variação da temperatura. A capacidade térmica,C, é igual ao produto cxm.

Um calorímetro é um equipamento relativamente simples que consiste em recipientes termicamente isolados dotados de um termômetro para medir a variação de temperatura.

Esta prática tem como objetivo estudar, sob o ponto de vista energético, as reações químicas, por em prática a teoria da termoquímica e testar a eficiência de um calorimetro rustico feito pelo aluno.

2. Procedimento experimental:

1. Construção do calorímetro

• Foi feita a pesagem de um béquer de 250mL limpo e seco;
• Este béquer foi posto dentro de outro de 1000mL e envolvido pelos lados e por baixo com toalhas de papel amassada, de maneira a formar bolsas de ar ao redor do béquer;
• Foi adaptada uma tampa de isopor com um orifício central para o termômetro, que ficou imerso no béquer de 250mL.

Fig.01. Ilustração do calorímetro construído.

2. Experimento 1: Calor de reação de uma solução de hidróxido de sódio com outra de ácido sulfúrico. (calor de neutralização).

• Mediu-se 100mL de solução de 2,0M de hidróxido de sódio usando um balão volumétrico e colocou-se no calorímetro.
• Mediu-se 100mL de ácido sulfúrico 2,0N, que foi depositada em um béquer. As temperaturas não diferiram mais de 1ºC e estavam iguais à temperatura ambiente.

• Mediu-se a temperatura da solução do calorímetro durante 3 minutos em intervalos de 30 segundos.
• O mesmo foi feito com o béquer contendo o ácido.
• O ácido foi despejado no calorímetro. O calorímetro foi coberto imediatamente com o termômetro em contato com as soluções misturadas. A mistura foi agitada levemente e mediu- se a temperatura durante 3min em intervalos de 15s.

c) Experimento 2: Calor de reação de uma solução de amônia com outra de ácido sulfúrico. (calor de neutralização).

• O mesmo procedimento do experimento 1 foi feito, sendo que agora com amônia dentro do calorímetro. A temperatura foi medida durante 3min em intervalos de 15s.

d) Experimento 3: Calor de dissolução do cloreto de amônia em água.

• Foram pesados 8,50g de NH 4 Cl (bem pulverizado). E foram colocados 150mL de água destilada no calorímetro. Foi feita a medida da temperatura da água durante 3min em intervalos de 30s
• O sal foi despejado no calorímetro, que foi coberto com o termômetro e a temperatura foi medida durante 3min em intervalos de 15s. 3. Resultados e discussões:

Para a experiência 1, as temperaturas medidas durante 2,5min em intervalos de 30s estão explicitadas na tabela 1. A temperatura média para a base é de 26ºC, e para a base é de 27ºC, onde os desvios padrão de cada um é nulo, pois a temperatura não se alterou com o tempo.

Temperatur a (ºC)

separado e a temperatura de reação entre as soluções respectivamente.

Temperatu ra (ºC) Tempo (s)

NH 4 OH

(Calorímetr o)

H 2 SO 4

(Béquer)

Tabele 03. Tabela contendo os valores das temperaturas

iniciais da amônia de do ácido sulfúrico.

Da mesma maneira, como as temperaturas não variaram, o desvio padrão é nulo e o valor da temperatura inicial de reação é tomado como a média das temperaturas das soluções.

Tempo (s)

Temperatur a sistema (ºC)

Tempo (s)

Temperatura sistema (ºC)

Tabela 04. Tabela contendo a temperatura da reação de NH 4 OH

com HhSO 4 com relação ao tempo.

Analisando as tabelas 2 e 4, chega-se a conclusão que estas reações ocorrem rapidamente, já que em torno de 15 segundos a temperatura já está praticamente estabilizada.

Para a experiência 3, mediu-se a temperatura dá água destilada no béquer durante 3min em intervalos de 30s. A temperatura ficou inalterada com o tempo, portanto, o desvio padrão é nulo. A tabela 5 mostra a temperatura da água com relação ao tempo.

Tempo (s)

Temperatura da água (ºC) 0 30 30 30 60 30 90 30 120 30 150 30 180 30

Tabela 05. Tabela contendo a temperatura

da água com relação ao tempo.

Ao ser iniciada a reação de dissolução, mediu-se a temperatura durante 3min em intervalos de 15s, obtendo assim os valores explicitados na tabela 6.

Tempo (s)

Temperatur a sistema (ºC)

Tempo (s)

Temperatura sistema (ºC)

(J.K -1)

Tabela 07. Tabela contendo a capacidade calorífica

dos três experimentos, bem como seus erros

Abaixo estão os gráficos da temperatura em função do tempo das reações ocorridas nas experiência 1, 2 e 3 respectivamente.

Figura 01. Gráfico da temperatura da reação de NaOH com H (^) hSO 4

em função do tempo.

Figura 02. Gráfico da temperatura de reação de NH 4 OH com HhSO (^4)

em função do tempo.

Figura 03. Gráfico da temperatura de dissolução do NH 4 Cl em água

em função do tempo.

Baseado no que foi dito na introdução, pode-se calcular a variação de entalpia de cada sistema com os dados contidos na tabela 7 e nos gráficos 1, 2 e 3. A entalpia do sistema é dada pela razão inversa da capacidade térmica com a variação de temperatura. A tabela 8 explicita os valores da entalpia de cada sistema bem como o seu erro.

Experiênci a

F 0 4 4^ H (KJ)^ Erro

1 -13,5 +0, 2 -7,2 +0, 3 0,97 +0,

Tabela 08. Tabela contendo a entalpia das

três reações, bem com seus erros.

Baseado nos valores da entalpia para cada uma das reações, conclui-se que as duas neutralizações são exotérmicas e que a dissolução é endotérmica. Isto era de se esperar, pois na reação de neutralização, ocorre a formação de um sal. A formação de sal é um processo exotérmico que envolve a formação de ligações entre oxigênio e hidrogênio para fornecer água, esta é a maior fonte de liberação de enegia, e formação do retículo cristalino do sal, logo, toda neutralização será exotérmica. A dissolução é endotérmica porque absorve energia para poder se dissolver, ou seja, para abandonar a estabilidade que possuíra como cristal e atingir um nível de instabilidade maior com seus átomos mais espessos em solução. As três reações têm, em comum, como fonte de energia a solvatação dos íons em solução o que estabiliza e portanto libera energia. As neutralizações e a dissolução aumentam seus níveis de desorganização. A função de estado que representa matematicamente o nível de organização da matéria é a entropia. Porém, no caso desta prática, onde os processos são irreversíveis, a entropia refuta apenas sobre o nível de organização dos sistemas.

A exatidão da prática é ameaçada principalmente pelo mau isolamento do sistema, foi usado papel toalha com bolsas de ar como meio isolante. Um calorímetro mais bem trabalhado teria suas paredes internas espelhadas para refletir o calor que se transmite por irradiação, teria um vácuo entre o béquer onde se encontram as soluções e as paredes do calorímetro, para impedir propagação por convecção e condução. Outro fator que influencia na exatidão da prática é o fato do termômetro ser graduado e de análise grosseira, impedindo uma boa análise da variação de temperatura.

4. Conclusões:

Ao término da prática e do tratamento dos dados, conclui- se que o calorímetro poderia ser aperfeiçoado para que perdesse menos energia para o meio, com equipamentos de medida de temperatura mais sofisticados. Mas apesar das imperfeições, com o equipamento foi possível constatar que as reações de neutralização (ácido-base) são realmente

meio. Além disso, as constantes são necessária e tornam a análise de mais fácil acesso.

6. Referências Bibliográficas

MAHAN, B.M. Química: Um Curso Universitário. Koiti Araki et all. São Paulo, Editora Edgard Blücher LTDA, 1995.