Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Maranhão
Físico-Química Experimental
Vítor Alexandre
TERMOQUÍMICA
Paulo Henrique
Dhébora Gomes
Mateus Pismel
KaioWitalo
Roberto Cidd
Gustavo Assunção
Barra do Corda – MA
2016
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Relatório termoquimica, Exercícios de Físico-Química
Relatorio termoquimica: O objetivo deste experimento é avaliar as transferências de calor em processos endotérmicos e exotérmicos.
Tipologia: Exercícios
2016
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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Maranhão
Físico-Química Experimental
Vítor Alexandre
TERMOQUÍMICA
Paulo Henrique Dhébora Gomes Mateus Pismel KaioWitalo Roberto Cidd Gustavo Assunção
Barra do Corda – MA 2016
Resumo A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. Este relatório demonstra as transferências de calor em processos endotérmicas e exotérmicas.
Sumário 1 INTRODUÇÃO.................................................................................. 4, 5
estão os combustíveis, substâncias que ao sofrerem combustão, liberam energia na forma de calor. Grande parte dos processos utilizados para obter energia provoca sérios problemas ambientais. No entanto, do conhecimento cada vez maior a respeito do fluxo de energia e dos fenômenos energéticos podem resultar novas formas de obter energia. A busca por fontes energéticas menos poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma das prioridades das pesquisas na área da termoquímica.
O conceito científico de calor relaciona-se com a diferença de temperatura entre dois sistemas. O calor é o processo de transferência de energia de um sistema, a uma temperatura mais alta, para outro, a uma temperatura mais baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os dois sistemas, maior a quantidade de calor transferida. Quando aquecido, a quantidade de calor que um corpo pode receber depende da diferença de temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do calor específico do material de que é feito o corpo e de sua massa. O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química á determinado em aparelhos chamados calorímetros. Estes aparelhos variam em detalhes e são adaptados para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no entanto, um calorímetro é constituído de um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação de temperatura ocorrida durante a reação.
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através da expressão: Q = m.c. t. A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como na mudança de estados físicos, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia. São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: Processo exotérmico: o sistema libera calor e o ambiente é aquecido e processo endotérmico: o sistema absorve calor e o ambiente se resfria.
Nas reações químicas e nas transformações físicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida é conhecida como calor de reação. Os calores de reação representam a variação de entalpia (∆H) do sistema, quando os processos ocorrem à pressão constante. A entalpia (H) de um sistema está relacionada à sua energia interna e, na prática, não pode ser determinada. Entretanto consegue se medir a variação de entalpia (∆H) de um processo. O cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão genérica: ∆H = Hfinal – Hinicial ou ∆H = Hprodutos – Hreagentes.
As mudanças de estado físico de uma substância também envolvem trocas de calor. A quantidade de energia envolvida está relacionada com as modificações nas atrações entre as partículas da substância, ou seja, com as interações intermoleculares. Na fusão e na vaporização, as interações moleculares são reduzidas, a entalpia da substância aumenta caracterizando processos endotérmicos. Na liquefação há formação de interações moleculares do estado líquido e na solidificação as interações moleculares ficam mais intensas. A entalpia da substância diminui, caracterizando um processo exotérmico.
2 Objetivo
O objetivo deste experimento é avaliar as transferências de calor em processos endotérmicos e exotérmicos.
3 Procedimento experimental
3.1 Materiais e reagentes:
✓
✓ Erlenmeyer de 250 mL ✓ Termômetro ✓ Bastão de vidro ✓ Vidro de relógio ✓ Hidróxido de sódio (NaOH) ✓ Ácido clorídrico (HCl)
3.2 Desenvolvimento:
3.2.1 Parte 1: Determinação do calor de dissolução do NaOH sólido
I – Pesou-se um frasco erlenmeyer de 250 mL e anotou-se a massa do mesmo.
II – Acrescentou-se 50 mL de água destilada ao erlenmeyer em seguida pesou-se e anotou-se a massa de água contida no mesmo, aguardou-se um minuto e mediu-se a temperatura da água.
III – Em um vidro de relógio pesou-se 0,5 g de hidróxido de sódio solido e rapidamente transferiu-se para o frasco erlenmeyer contendo água.
IV – Dissolveu-se o hidróxido de sódio com o auxilio de um bastão de vidro e introduziu-se um termômetro para anotar a temperatura máxima atingida.
V – Calculou-se o calor absorvido pela água utilizando a formula de quantidade de calor (Q1=m1.c (^) 1.ΔT).
VI – Calculou-se o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer) utilizando a mesma formula de quantidade de calor, no entanto agora levando em consideração os dados do vidro.
3.2.2 Parte 2: Determinação do calor de dissolução de NaOH e reação com HCl aquoso
I – Novamente pesou-se o frasco erlenmeyer de 250 mL e anotou-se a massa do mesmo.
II – Acrescentou-se 50 mL de solução aquosa 0,25 mol/L de HCl ao erlenmeyer. Aguardou-se 1 minuto e mediu-se a temperatura da solução, em seguida pesou-se a solução e anotou-se a massa da mesma.
III – Em um vidro de relógio pesou-se 0,5 g de hidróxido de sódio sólido e rapidamente transferiu-se para o frasco erlenmeyer contendo a solução de HCl.
4 Resultado e discussão 4.1 Parte 1: Determinação do calor de dissolução do NaOH sólido: Ao pesar-se o frasco erlenmeyer de 250 ml obteve-se a massa de 152,3 g. Com o acréscimo de 50 ml de água destilada pesou-se novamente o frasco a fim de determina-se a massa de água na solução, obteve uma massa total 202 g (massa do erlenmeyer + água), então para determina-se a massa da água realizou-se a seguinte subtração Ma = Mt – Me, onde Ma = Massa da água, Mt = massa total e Me = massa do erlenmeyer Ma = Mt – Me Ma = 202 – 152, Ma = 49, Com isso determinou-se a massa da água. Em seguida mediu-se a temperatura da mesma (Ti) e obteve-se 28°C. Com a adição e dissolução de NaOH no frasco mediu- se novamente a temperatura, que no caso trata-se da temperatura máxima atingida pela solução (Tf), obteve-se 30ºC. A variação de temperatura é dada por ΔT= Tf – Ti: Tabela 1 – Temperatura/Mudança de temperatura T° Inicial (Ti) Tº Final (Tf) ΔT Água destilada 28°C - - Água + NaOH 28°C 30°C +2°C
Após determinada a variação de temperatura, conforme mostra a tabela 1 acima calculou-se o calor absorvido pela água utilizando a expressão Qa = m (^) a.ca. ΔT, onde Qa é a quantidade de calor (cal) absorvido pela água, ma é a massa da água, c (^) a é o calor
especifico da água e ΔT é a variação de temperatura. Obteve-se o seguinte:
Obs.: Dado calor especifico da água 1 cal/g °C
Qa = ma. c (^) a. ΔT
Qa = 49,7. 1. 2
Qa = 99,4cal
Determinou-se também a quantidade de calor absorvido pelo vidro com a mesma formula, no entanto, levando em conta os dados do vidro. Obteve-se o seguinte:
Obs.: Dado calor especifico do vidro 0,2 cal/g °C e massa do vidro 152,3g
Qv = mv. c (^) v. ΔT
Qv = 152,3. 0,2. 2 Qv= 60,9cal Sabe-se que o calor absorvido pela água e pelo frasco (Qa+Qv) é o calor liberado na dissolução de NaOH(s):
Qt=Qa+Qv
Qt= 99,4 + 60,
Qt= 160,
ΔH = - Q
NaOH(s) + Água^ Na +^ (aq) + OH-^ (aq) + 160,9cal
NaOH(s) + Água^ Na+ (aq) + OH- (aq) , ΔH = -160,3cal
Graficamente a variação de entalpia dessa reação pode ser representada por:
NaOH(s)+Água ΔH = -160,3 cal Na +(aq) + OH-(aq)
O NaOH sofre dissociação iônica, liberando o cátion Na +^ e o ânion OH - , logo, haverá quebra de ligações com liberação de energia, o que fez com que a temperatura da água aumentasse de 28°C para 30°C. Como houve liberação de energia trata-se de uma reação exotérmica, e por isso a variação de entalpia é negativa. 4.2 Parte 2: Determinação do calor de dissolução de NaOH e reação com HCl aquoso:
Após determinada a variação de temperatura, conforme mostra a tabela 2 acima, calculou-se o calor absorvido pela solução utilizando a expressão Qs = m (^) s.cs.ΔT, onde Qs é a quantidade de calor (cal) absorvido pela solução, m (^) s é a massa da solução, c (^) s é o
calor especifico da solução e ΔT é a variação de temperatura. Obteve-se o seguinte: Obs.: Dado calor especifico da solução de HCl 1 cal/g °C e massa 49,6g
Qs = ms. cs. ΔT
Qs = 49,6. 1. 4 Qs = 198,4cal Determinou-se também a quantidade de calor absorvido pelo vidro com a mesma formula, no entanto, levando em conta os dados do vidro. Obteve-se o seguinte: Obs.: Dado calor especifico do vidro 0,2 cal/g °C e massa do vidro 152,3g Qv = mv. c (^) v. ΔT Qv = 152,3. 0,2. 4 Qv= 121,84cal Sabe-se que o calor absorvido pela água e pelo frasco (Qs+Qv) é o calor liberado na dissolução do NaOH(s) e reação com o HCl(aq) :
Qtotal=Qs + Qv Qt= 198,4 + 121, Qt= 320, ΔH= - Qt ΔH= - 320,
NaOH(s) + H +(aq) + Cl-(aq) H2O (^) (l) + Na +(aq) + Cl-(aq) + 320,2cal NaOH(s) + H +(aq) + Cl-(aq) H2O (^) (l) + Na +(aq) + Cl-(aq) , ΔH = -320,24cal Graficamente a variação de entalpia dessa reação pode ser representada por:
NaOH(s) + H +(aq) + Cl-(aq) ΔH = - 320,24cal H2O (^) (l) + Na +(aq) + Cl-(aq)
Mais uma vez houve liberação de energia, sendo assim é uma reação exotérmica, por isso houve um aumento na temperatura da solução.
5 Conclusão
Podemos concluir que reações exotérmicas acontecem quando o sistema libera calor e o ambiente é aquecido fato este observado nos experimentos realizados, onde observou-se o aumento da temperatura das soluções. A pratica foi produtiva, colocou-se em pratica os assuntos ministrados em sala de aula e obteve-se bons resultados.
QUESTIONÁRIO PARTE I:
- Diferencia processos endotérmicos de exotérmicos? R: No processo exotérmico o sistema libera calor e o ambiente é aquecido e no processo endotérmico o sistema absorve calor e o ambiente se resfria.
- Quais das reações químicas avaliadas na prática liberam calor? Quais absorvem? Justifique com base nos experimentos realizados. R: Ambas as reações realizadas liberam calor, nas duas reações ocorreu um aumento da temperatura da solução decorrente da quebra de ligações que faz com que haja uma liberação de energia.