Relatório 03- Química Geral Experimental - Calorimetria

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA - UFSC 
 CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 Determinação de calor de reação e de calor de 
 solidificação 
 Química Geral Experimental A 
 Profª Dra. Camila Fabiano de Freitas Marin 
 Aluna Vitória da Motta 
 Aluna Maria Eduarda da Silva Brocca 22102518 
 Engenharia Sanitária e Ambiental 
 Florianópolis, Maio de 2022 
 1. RESUMO 
 Dois processos foram executados durante a experiência de determinação de calor 
 de reação e calor de solidificação. Na primeira parte, foi determinado o calor de 
 combustão da vela (o calorímetro foi uma lata de c=0,10 cal/g) e na segunda parte 
 foi determinado o calor de solidificação da cera da vela (o calorímetro foi um 
 béquer). Usou-se a fórmula Q = m.c.∆T e definiu-se que o calor de combustão foi 
 ∆H = - 28,4KJ/g e o calor de solidificação ∆H = - 0,22KJ/g, ambos com sinais 
 negativos, visto que tratou-se de reações exotérmicas, nas quais a água recebeu 
 calor através da liberação de energia, tanto da combustão quanto da transformação 
 física (de fase), processos estes que fazem parte da calorimetria. Ao fim, foi 
 comparado ao valor de combustão teórico da cera de parafina, ∆T = - 41,8KJ/g, a 
 diferença foi dada devido a impossibilidade da existência de uma calorímetro 
 perfeito. 
 2. INTRODUÇÃO 
 Calorimetria é a parte da física que estuda as trocas de energia entre corpos ou 
 sistemas quando essas trocas se dão na forma de calor. Calor significa uma 
 transferência de energia térmica de um sistema para outro, ou seja: podemos dizer 
 que um corpo recebe calor, mas não que ele possui calor. A Calorimetria é uma 
 ramificação da termologia. 
 Definições importantes: 
 Calor - Energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de 
 temperatura entre eles. Pode ser adicionado ou removido de uma substância. É 
 medido em calorias ou joules (1 Cal=4,18 J). 
 Capacidade térmica (C) - É a capacidade de um corpo de mudar sua temperatura 
 ao receber ou liberar calor. Ela é dada como a razão entre a quantidade de calor e a 
 variação de temperatura: Q = C/ΔT, onde C é a capacidade térmica do corpo (cal/ 
 ºC). Q é quantidade de calor trocada pelo corpo e ΔT é a variação de temperatura 
 do corpo. 
 Calor específico (c): É a capacidade específica de uma substância de mudar sua 
 temperatura ao receber ou liberar calor para cada massa unitária que esta vier a se 
 incluir. Isto quer dizer que a Capacidade Térmica de um corpo é dada pelo Calor 
 Específico da substância que o compõe e sua massa. A calor específico é definido 
 como: c = C/m = Q/mΔT, onde C é a capacidade térmica do material, m é a massa 
 do material, Q é o calor trocado ΔT é a variação de temperatura do corpo. A unidade 
 usual para determinar o calor específico é cal / g 0 C. No sistema internacional 
 usa-se J/K.kg Obs. Uma caloria (1 cal): é a quantidade de calor necessária para 
 aquecer, sob pressão normal, 1,0 g de água de 14,5°C a 15,5°C. 
 Equações Fundamentais na Calorimetria 
 Quantidade de Calor Sensível : Ocorre mudança de temperatura nas substâncias. 
 = .. ΔTcmQ 
 Se Q > 0 (o corpo recebe calor) → ΔT > 0 (o corpo se aquece). 
 Se Q < 0 (o corpo cede calor) → ΔT < 0 (o corpo se esfria). 
 Quantidade de Calor Latente: Ocorre mudança de fase (ou estado) nas substâncias. 
 = .LmQ 
 Onde L em kJ/kg ou cal/g é o calor latente da transição de fase (Lf = calor latente de 
 fusão; Lv = calor 
 latente de vaporização.; Ls = calor latente de solidificação e Lc = calor latente de 
 condensação). 
 Obs. Durante uma mudança de fase (ou estado) não há variação na temperatura. 
 Princípios da Calorimetria 
 1. Princípios de transformações inversas: a quantidade de calor que um corpo 
 recebe é igual, em 
 módulo, à quantidade de calor que um corpo cede ao voltar, pelo mesmo processo, 
 à situação 
 inicial. 
 2. Princípio do Equilíbrio Térmico: quando vários corpos inicialmente a temperaturas 
 diferentes 
 trocam calor entre si, e só entre si, observamos que alguns perdem enquanto outros 
 recebem 
 calor, de tal maneira que decorrido um certo tempo, todos estacionam numa mesma 
 temperatura, chamada de equilíbrio térmico. 
 3. Princípio da Igualdade das Trocas de Calor: quando vários corpos trocam calor 
 apenas entre si, 
 a soma das quantidades de calor que alguns cedem é igual, em módulo, à soma 
 das quantidades 
 de calor que os restantes recebem. 
 Entalpia 
 As transferências de calor a pressão constante, tal como a pressão atmosférica, 
 podem ser obtidas pela entalpia (H), que é uma função de estado e denota a 
 quantidade 
 de energia envolvida em um processo. A origem desta energia é obtida pela 
 variação da 
 entalpia (∆H), que é calculada por: 
 ∆H = ∆U + p∆V 
 Onde, ∆U é a variação da energia interna, ∆V é a variação do volume e p é a 
 pressão. 
 A partir da primeira lei da termodinâmica temos que ∆U = q + w (q é a energia 
 fornecida na forma de calor e w é a energia fornecida como trabalho). Logo, 
 ∆H = q + w + p∆V 
 Se o sistema só pode executar trabalho de expansão (w = - pext ∆V) teremos, 
 ∆H = q -pext ∆V + p∆V 
 A maioria das reações químicas ocorre à pressão constante, em reatores abertos 
 para a atmosfera. Nestas situações a pressão é igual à pressão atmosférica (p = 
 pext) e o 
 calor que elas fornecem ou utilizam pode ser igualado à variação de entalpia do 
 sistema: 
 ∆H = q - pext ∆V + pext ∆V 
 ∆H = q 
 Entalpia padrão de reação 
 Todas as reações químicas são acompanhadas por transferência de energia, na 
 forma de calor. O calor liberado ou absorvido depende do estado físico dos 
 reagentes e produtos, e das condições sob as quais a reação ocorre. A variação de 
 entalpia (∆H) obtida sob condições controladas é chamada de entalpia padrão de 
 reação (∆Hºr), ou entalpia padrão de formação (∆Hºf), sendo os valores tabelados e 
 disponíveis na literatura especializada (Tabela 2). Por exemplo, ao descrever a 
 combustão do metano podemos escrever duas equações termoquímicas diferentes, 
 com diferentes conjuntos de produtos e diferentes valores de entalpia padrão de 
 reação: 
 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (g) ∆Hº = - 802 kJ/mol 
 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (l) ∆Hº = - 890 kJ/mol 
 3.4. Lei de Hess 
 [1] Considerando que a entalpia é uma função de estado, o ∆H é independente 
 do caminho entre os estados inicial e final. Neste contexto aplica-se a Lei de Hess, a 
 qual estabelece que a variação da entalpia para uma reação pode ser escrita como 
 a diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes. O calor de reação é igual 
 à soma dos calores de formação dos produtos menos a soma dos calores de 
 formação 
 dos reagentes: 
 ΔHºreação = Σ(ΔHºf) produtos – Σ(ΔHºf) 
 reagentes 
 A Lei de Hess também afirma que a entalpia total da reação é a soma 
 das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida. Por 
 exemplo, a oxidação do carbono na forma de grafita (C(s)) para dióxido de 
 carbono pode ser imaginada em duas etapas. A oxidação do carbono a monóxido 
 de 
 carbono: 
 C (s) + ½ O2 (g) CO (g) 
 e posteriormente a oxidação do monóxido de carbono a dióxido de carbono: 
 CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) 
 Este processo em duas etapas é um exemplo de uma sequência de reações, 
 onde os produtos de uma etapa são os reagentes da etapa posterior. A equação da 
 reação total é a soma das equações das etapas intermediárias: 
 C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ∆H = -110,5 kJ/mol 
 CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) ∆H = - 283,0 kJ/mol 
 C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = - 93,5 kJ/mol 
 OBJETIVOS 
 Comparar o calor liberado na combustão de uma vela com o calor envolvido na 
 mudança de estado de uma substância e também com o valor teórico de combustão 
 da cera/parafina. 
 1. METODOLOGIA 
 Materiais Utilizados 
 - Cera de vela (C25H52) 
 - Lata (como calorímetro) 
 - Béquer (como calorímetro da segunda etapa) 
 - Suporte Universal 
 - Tubo de ensaio 
 - Água 
 - Termômetro gastronômico 
 Reagentes da combustão- Cera de vela (C 25 H 52 , com fórmula geral da parafina C n H 2n+2, hidrocarboneto 
 pesado que vem do óleo cru, coloração branca, inodora, não é tóxica e 
 altamente inflamável; combustível) [ 2] 
 - O 2 (comburente) 
 Procedimentos Experimentais 
 3.1 Calor de combustão da Vela 
 Primeiramente, pesou-se a vela com o suporte, a lata vazia e a lata preenchida com 
 água até cerca ⅔ do volume. Mediu-se a temperatura da água antes do 
 aquecimento. Logo, acendeu-se a vela e deixou-se aquecer a água do calorímetro 
 durante 5 minutos. Após esse intervalo de tempo, apagou-se a vela. Agitou-se a 
 água com o termômetro até que a temperatura parasse de subir. Anotou-se a maior 
 temperatura que o termômetro marcou e pesou-se novamente a vela com o suporte 
 para saber a massa de cera utilizada na reação de combustão. [3] 
 3.2 Calor de solidificação da vela 
 O calor liberado durante a solidificação da vela foi transferido para a água do béquer 
 aumentando a temperatura. 
 Pesou-se o tubo de ensaio com a cera dentro de um suporte adequado acomodado 
 num banho de água sob aquecimento, denominado banho-maria. Pesou-se um 
 béquer que foi o calorímetro nesta parte do experimento. Colocou-se água o 
 suficiente para cobrir a cera contida no tubo de ensaio. Mediu-se a temperatura da 
 água e pesou-se o béquer com a água. 
 Retirou-se o tubo de ensaio com a cera líquida do banho-maria, secou-se a parte 
 molhada com papel toalha e esperou-se até que o primeiro sinal de solidificação 
 aparecesse (a cera começou a apresentar manchas opacas). Quando isso 
 aconteceu, colocou-se rapidamente no béquer o tubo com a cera, agitou-se 
 levemente a água com o próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou 
 de subir. Anotou-se então a temperatura. 
 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 Neste experimento, o início se deu com anotação de informações de acordo com 
 a parte A do experimento na tabela: 
 Tabela 1: Valores referentes às informações reunidas ao longo dos 
 procedimentos experimentais 
 Massa da vela com 
 suporte 
 Massa da lata: Temperatura da água 
 Antes de queimar: 11,93g vazia: 43,09g Antes do aquecimento: 
 20,9°C 
 Depois de queimar: 
 11,42g 
 com água: 248,77g Depois do aquecimento: 
 37,6°C 
 Tal como o primeiro experimento, no segundo foram anotadas as informações 
 para o cálculo do Calor de solidificação, e suas respectivas informações na 
 tabela 2: 
 Tabela 2: 
 Massa do tubo de 
 ensaio 
 Massa do béquer Temperatura da água 
 vazio: 15,422g vazio: 48,94g antes do aquecimento: 
 23,6°C 
 com cera: 22,91g com água: 119,49g depois do aquecimento: 
 29°C 
 RESULTADOS 
 No primeiro processo houve uma transformação química, a combustão: 
 (considerando algarismos significativos) 
 Q total = Q água + Q calorímetro 
 Q total = m.c.ΔT água + m.c.ΔT calorímetro 
 =(248,77g - 43,09g).1. 16,7 + 43,09.0,10.16,7 = 3.506,7 cal 
 Visto que 3.506,7 calorias foram liberadas para cada 0,51g de massa de cera, 
 então 1g liberou 6.875,9 cal ou 6,8 kcal ou ainda 6,8 kcal.4.18J = 28,4KJ/g 
 3.506,7 cal —---------- 0,51g 
 x cal —---------------- 1g 
 x = 3506,7/0,51 = 6.877,6 cal/g = 6,8 kcal/g . 4,18J = 28,4KJ/g 
 Ou seja, uma reação de combustão é dada pelo sinal negativo. 
 O calor de combustão da cera é ΔH = - 28,4KJ/g 
 Calor de transformação física de solidificação 
 Q total = Q água + Q calorímetro 
 Q total = m.c.ΔT água + m.c.ΔT calorímetro 
 = (119,49g - 48,94g).1.5,4 + 48,94.0,10.5,4 = 407,9 cal 
 Usando a relação energia/massa novamente, foi visto que: 
 para cada 7,88 g de cera foram liberadas 407,9 cal, para uma 1g foram liberadas 
 54,40 cal, 0,0544 kcal ou ainda 0,22 KJ/g 
 Portanto, ΔH = - 0,22 KJ/g 
 DISCUSSÃO 
 Por comparação, o valor teórico da cera de parafina ao realizar a combustão é de 
 10 kcal/g ou 41,8 KJ/g. [4] A diferença dos resultados se deu pelo calorímetro não 
 perfeito que permitiu trocas de calor entre o meio externo e interno, caso o 
 experimento se desse em um calorímetro ideal, ou seja, com paredes adiabáticas 
 e capacidade térmica nula, os valores teóricos seriam atingidos. No entanto, não 
 existe um calorímetro perfeito, pois nenhum material é totalmente isolante e pode 
 estar submetido a trocas de calor e transferência de energia. 
 CONCLUSÕES 
 Observou-se que a transformação física de solidificação liberou menos energia do 
 que a combustão, que liberou 129 vezes mais energia com 1 g de massa do que 
 o calor de solidificação, mostrou-se portanto, mais eficiente. 
 Soube-se que não é possível a existência de um calorímetro perfeito, mas quanto 
 menos o material apresentar capacidade térmica, mais próximo do resultado 
 teórico ele estará. 
 1. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 [1] ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a vida 
 moderna e o meio ambiente. 3 a ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 [2] https://brasilescola.uol.com.br/geografia/parafina.htm 
https://brasilescola.uol.com.br/geografia/parafina.htm
 [3] CONSTANTINO, M.G.; SILVA, G.V.J; DONATE, P.M. Fundamentos de 
 Química Experimental. São Paulo: Edusp, 2004. 
 [4] https://sistemasinter.cetesb.sp.gov.br/produtos/ficha_completa1.asp?consul 
 ta=CERA%20DE%20PARAFINA 
https://sistemasinter.cetesb.sp.gov.br/produtos/ficha_completa1.asp?consulta=CERA%20DE%20PARAFINA
https://sistemasinter.cetesb.sp.gov.br/produtos/ficha_completa1.asp?consulta=CERA%20DE%20PARAFINA