Relatório - Calor de Solução

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FUNDAÇÃO CECIERJ/ CONSÓRCIO CEDERJ
LICENCIATURA DE QUÍMICA (UENF)
QUÍMICA B
CALOR DE SOLUÇÃO
EXPERIMENTO 4
ALUNO: RODOLFO DE ABREU B NUNES
MATRÍCULA: 11211070088
POLO: SÃO FIDÉLIS
SUMÁRIO
OBJETIVOS	2
FUNDAMENTOS TEÓRICOS	2
Calor	2
Energia e Trabalho	3
Sistemas	4
Entalpia	6
MATERIAIS E MÉTODOS	7
PROCEDIMENTO	7
CÁLCULOS E RESULTADOS	8
DISCUSSÕES E CONCLUSÃO	12
REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO	13
CALOR DE SOLUÇÃO
1. OBJETIVOS
- Verificar a variação de energia quando um soluto é dissolvido em um solvente;
- Observar se ocorre absorção ou liberação de calor através da medida da variação de temperatura durante o processo de solubilização;
- Associar a variação de temperatura com entalpia molar de solução (∆H) para diversos solutos;
- Estimar a capacidade calorífica do sistema experimental.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
2.1. Calor
O ramo da química que estuda a transferência de calor envolvida nas reações, misturas, mudança de estado, entre outras, é a Termoquímica, que busca seus fundamentos nos princípios da Termodinâmica.
Na química, a palavra Calor está relacionada com a troca de energia que ocorre entre dois corpos que possuem temperaturas diferentes quando entram em contato. Nesse caso, o calor (energia) é transferido daquele que possui maior temperatura para aquele que possui menor temperatura. A energia recebida por um corpo aumentará o movimento de suas moléculas, fazendo com que sua temperatura aumente.
É importante saber que, cada substância, de certa forma, contém energia, armazenada em forma de energia cinética ou potencial. Numa solução, um soluto tende a liberar ou absorver calor do solvente, isso pode ser observado de acordo com o Calor de Solução.
Para entendermos melhor o a transferência de calor que ocorre num processo como esse, é necessário entender alguns conceitos.
2.2. Energia e Trabalho
A Energia pode apresentar-se em forma de Energia Cinética ou Potencial, sendo a primeira, a energia relacionada com a velocidade (v) e a massa (m) do corpo: Nesse caso, a massa e a velocidade são diretamente proporcionais à Energia Cinética. 
Podemos imaginar macroscopicamente que a energia cinética é maior num caminhão que num carro quando ambos transitam na mesma velocidade. Por exemplo, seria necessário aplicar mais força para frear um caminhão a 80 km/h do que um carro também a 80 km/h. Isso ocorre devido à maior massa do caminhão.
Por outro lado, ao aumentarmos a velocidade do carro, aumentamos também a sua Energia Cinética, tornando mais difícil de pará-lo.
No mundo microscópico, átomos e moléculas têm massa e estão em constante movimento, portanto, também possuem energia cinética. A corrente elétrica ou a temperatura de um objeto são perceptíveis devido a essa energia.
A energia total de um corpo é dada não somente pela energia cinética, mas pela sua soma com a energia potencial (Et = Ec + Ep). Essa outra forma de energia é dada em virtude da posição que este corpo ocupa no espaço. Por exemplo:
Ao lançarmos uma pedra verticalmente a 30 centímetros de distância da nossa mão estamos transferindo energia cinética para a pedra, que irá subir. Porém, essa energia cinética diminui gradativamente devido à força de atração que Terra exerce sobre ela, chamada de Energia gravitacional. Na medida em que sua energia cinética diminui, aumenta a sua energia potencial até que esta pedra atinja a sua altura máxima. Nesse ponto, a energia cinética foi totalmente convertida em energia potencial, que é novamente transformada em energia cinética quando a pedra desce.
Caso a pedra seja lançada a 2 metros de altura, sua energia potencial, no ponto em que ela atinge a altura máxima, será bem maior do que quando ela atingiu somente 30 centímetros. Isso acontece porque aplicamos mais energia na pedra quando a lançamos; o que nos permite concluir que a energia cinética pode ser convertida em potencial e vice-versa, e que, quanto maior a energia potencial da pedra, maior também será sua energia cinética.
Isso é o que determina o princípio básico da termodinâmica, também chamada de Lei Zero ou Lei da Conservação de Energia; a energia não pode ser criada ou destruída, mas convertida para cinética ou potencial.
Quando dizemos que adicionamos energia cinética à pedra, na verdade, estamos realizando um trabalho sobre ela. Quer dizer que estamos adicionando uma força contra a sua resistência, que é causada nesse caso pelo peso da pedra.
No mundo microscópico, a energia potencial é percebida através da interação eletrostática que existe entre as partículas que possuem carga, chamada de carga elétrica. Quando duas partículas eletricamente carregadas se aproximam, uma gera força eletrostática sobre a outra, que pode ser uma força de atração, quando as cargas são opostas, ou de repulsão, quando as cargas tem o mesmo sinal.
Essa energia gerada é dada pela seguinte equação , sendo k uma constante, Q1 e Q2 os valores das cargas e d a distância entre elas.
A partir da equação podemos entender que a Energia eletrostática aumenta na medida em que a distância entre as cargas diminui, e diminui caso as cargas sejam separadas.
Como no mundo microscópico a distância entre duas partículas é extremamente pequena, a energia será extremamente grande, e, para gerar uma energia cinética adicionamos calor às substâncias.
2.3. Sistemas
Um sistema é criado quando separamos uma parte limitada do Universo para estudo; todo o resto é chamado de vizinhança. Ele pode ser aberto (quando pode haver troca de calor e matéria entre sistema e vizinhança), fechado (pode haver troca de calor, mas não de matéria) ou isolado (não há troca de calor ou matéria).Garrafa térmica: Exemplo de sistema fechado.
Portanto, um sistema pode trocar energia com sua vizinhança em forma de trabalho ou calor, sendo sua Energia Interna variada pela soma dessas duas propriedades. O trabalho é observado quando uma força adiciona ou reduz o movimento de um corpo, enquanto o calor é observado com a mudança da temperatura. 
Ao aquecermos a água, por exemplo, estamos aumentando a agitação de suas moléculas até que ela entre em ebulição; ou seja, estamos adicionando energia cinética à água através do calor. Ao entrar em ebulição, o vapor da água irá gerar trabalho sobre a pressão atmosférica que exerce uma resistência sobre sua superfície. Nesse caso, o trabalho terá sinal oposto ao calor recebido.
∆U = q + w (onde, ∆U é a variação da Energia Interna do sistema)
Trabalho e Calor têm sinal positivo quando são realizados da vizinhança para o sistema, e sinal negativo quando são realizados do sistema sobre a vizinhança.
A partir desses conceitos fica fácil entender que um processo endotérmico é todo aquele em que ocorre absorção de calor pelo sistema (endo=para dentro), já os processos exotérmicos são aqueles que emitem calor (exo=para fora). Portanto, ao medirmos a temperatura de um sistema que realiza um processo exotérmico esperamos que a temperatura seja mais alta que a temperatura aferida antes da realização do processo, caso contrário, o sistema terá realizado um processo endotérmico.
A quantidade de calor que tem como efeito apenas a temperatura de um corpo é chamada de Calor Sensível, já o Calor Latente é o nome dado àquele que provoca mudança no estado físico da matéria.
Nesse experimento, será estudado somente o calor sensível da matéria, que é dado pela equação:
Q = calor
m = massa
c = calor específico
∆T = variação da temperatura
A unidade usada para medir o calor é o Joule (J), segundo o S.I.; a caloria (cal) também é muito utilizada. A relação entre as duas unidades é a seguinte: 
1 cal = 4,186J
2.4. Entalpia
Voltando ao exemplo da água, podemos imaginar como seria sua ebulição numa panela lacrada. Ao aquecermos essa panela, sua pressão interna aumentaria à medida que a água passasse do seu estado líquido para o vapor. Caso tenha água suficiente, num determinado momento a pressão interna será tão grande que o vapor tenderá a explodir a panela.
A Entalpia, representadapor H, é o estudo do fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à pressão constante. Sua equação é dada por H = U + P.V, onde U=energia interna; P=pressão interna e V=volume do sistema. Como não podemos quantificar a energia interna de um sistema, calculamos a variação da entalpia, que é dada por: ∆H = ∆U + ∆(P.V)
Para manter essa pressão interna constante, nossa panela teria que ser flexível e expandisse na medida em que sua pressão interna aumentasse. Nessa panela, quem varia é o seu volume interno (∆V), aumentado pelo trabalho (w) realizado pelo sistema. Como o trabalho é realizado pelo sistema, ele é negativo, anulando-se com o volume da solução. Assim teríamos a seguinte equação final (∆H=Q):
	∆H = ∆U + ∆(P.V)	(i)
	∆H = Q - w + ∆(P.V) 	(ii)
	∆H = Q - P.∆V + ∆(P.V) 	(iii)
	∆H = Q 	 (iv)
Portanto, concluímos que, se um sistema tiver sua pressão interna constante, sua Energia Interna será igual ao fluxo de calor exercido por ele.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
	a) Materiais Utilizados
- 06 Erlenmeyer de 100mL
- 01 Becker de 500mL
- 06 Espátulas 
- 01 Proveta Graduada de 50mL
- 01 Bastão de vidro
- 01 Pisseta
- Balança Analítica
- Termômetro com escala de 0 a 100 °C
b) Reagentes
- Água destilada
- Cloreto de Cálcio - CaCl2(s) – P.M.: 147,01g.mol-1
- Hidróxido de Cálcio – Ca(OH)2(s) – P.M.: 74,09g.mol-1
- Hidróxido de Sódio – NaOH(s) – P.M.: 40,00g.mol-1
- Cloreto de Potássio – KCl(s) – P.M.: 74,56g.mol-1
- Cloreto de Sódio – NaCl(s) – P.M.: 58,44g.mol1
- Nitrato de Sódio – NaNO3(s) – P.M.: 84,99g.mol-1
c) Métodos
Nesse experimento, foi medida a variação da temperatura na formação da solução aquosa com cada reagente utilizado como soluto através da medição direta com um termômetro em escala Celsius.
4. PROCEDIMENTO
	1. Em um erlenmeyer colocar aproximadamente 50mL de água destilada e medir a sua temperatura (Tinicial) com o termômetro.
	2. Com o auxílio de uma proveta, adicionar 50mL de água destilada em outro erlenmeyer. Pesar 5g de hidróxido de sódio e anotar sua massa. Adicionar o composto à água e agitar com o auxílio de um bastão até completar a solubilização. Após a solubilização, medir a temperatura (Tfinal) da solução com o termômetro. Observar com o tato se a solução ficou quente ou fria. Lavar o termômetro com água destilada.
	3. Repetir os procedimentos 1) e 2) utilizando os outros solutos.
	
5. CÁLCULOS E RESULTADOS
Tabela 1: Calor de Solução teórico das soluções trabalhadas nessa prática
	Soluto
	Produto
	Calor de Solução
	
	CaCl2(s)
	Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
	-82,9 kJ/mol
	Processo Exotérmico
	Ca(OH)2(s)
	Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
	-16,2 kJ/kg
	
	NaOH(s)
	Na+(aq) + OH-(aq)
	-44,3 kJ/mol
	
	KCl(s)
	K+(aq) + Cl-(aq)
	17 kJ/mol
	Processos Endotérmicos
	NaCl(s)
	Na+(aq) + Cl-(aq)
	3,9 kJ/mol
	
	NaNO3(s)
	Na+(aq) + NO3-(aq)
	20,4 kJ/mol
	
	Os valores negativos indicam um processo exotérmico, enquanto os valores positivos, um processo endotérmico.
Dados Experimentais
Solução Aquosa de Cloreto de Cálcio - CaCl2
m = 5,0565g		Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 26,8 °C
Solução Aquosa de Hidróxido de Cálcio - Ca(OH)2
m = 5,0925g	Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 23,0 °C
Solução Aquosa de Hidróxido de Sódio - NaOH
m = 5,0254
Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 35,8 °C
Solução Aquosa de Cloreto de Potássio - KCl
m = 5,0834g
Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 17,6 °C
Solução Aquosa de Cloreto de Sódio - NaCl
m = 5,0882g	Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 21,8 °C
Solução Aquosa de Nitrato de Sódio – NaNO3
m = 5,0293g	Tinicial = 22,5 °C Tfinal = 17,9 °C
Cálculo da Variação da Temperatura (∆T); ∆T por grama de soluto (∆Tg) e ∆T por mol de soluto (∆Tn):
CaCl2
∆T(CaCl2)= Tfinal – Tinicial = 4,3 °C
∆Tg(CaCl2)= (∆T/m) = 4,3°C ÷ 5,0565g = 0,9 °C.g-1
∆Tn(CaCl2)= ∆T/n= (∆T.M)/m = (4,3°C X 147,01g.mol-1)/ 5,0565g = 125,0 °C.mol-1
Ca(OH)2
∆T((Ca(OH)2)= Tfinal – Tinicial = 0,5 °C
∆Tg((Ca(OH)2)= ∆T/m = 0,1 °C.g-1
∆Tn((Ca(OH)2)= ∆T/n= (∆T.M)/m = 7,3 °C.mol-1
NaOH
∆T(NaOH)= Tfinal – Tinicial = 13,3 °C
∆Tg(NaOH)= ∆T/m = 2,6 °C.g-1
∆Tn(NaOH)= ∆T/n= (∆T.M)/m = 105,9 °C.mol-1
KCl
∆T(KCl)= Tfinal – Tinicial = -4,9 °C
∆Tg(KCl)= ∆T/m = -1,0 °C.g-1
∆Tn(KCl)= ∆T/n= (∆T.M)/m = -0,3 °C.mol-1
NaCl
∆T(NaCl)= Tfinal – Tinicial = -0,7 °C
∆Tg(NaCl)= ∆T/m = -0,1 °C.g-1
∆Tn(NaCl)= ∆T/n= (∆T.M)/m = -0,1 °C.mol-1
NaNO3
∆T(NaNO3)= Tfinal – Tinicial = -4,6 °C
∆Tg(NaNO3)= ∆T/m = -0,9 °C.g-1
∆Tn(NaNO3)= ∆T/n= (∆T.M)/m = -77,7 °C.mol-1
Cálculo da variação de entalpia (∆H) em cada solução
Para calcularmos ∆H vamos considerar que a pressão interna em cada solução é constante, utilizando a equação: ∆H=m.C.∆T, onde m=massa da solução; C=calor de solução; ∆T=variação da temperatura do sistema.
Para encontrar a massa da solução vamos somar a massa do soluto com a massa do solvente, considerando a densidade da água igual a 1g/mL.
Chamaremos de ∆HTeórico, a variação de entalpia esperada e ∆HExperimental o fluxo de calor realizado experimentalmente na formação das soluções.
Solução de Cloreto de Cálcio
nsoluto= m/M =5,0565g/ 147,01g.mol-1= 0,03 mol
∆ HTeórico = -82,9kJ/mol X 0,03mol = -2,49kJ
∆HExperimental=55,0565g X 4,184J/g°C X 4,3°C = -236,7J = -0,99kJ
Solução de Hidróxido de Cálcio
∆HTeórico=-16,2kJ/kg X 5,0925g = -82,5J 
∆HExperimental=55,0925g X 4,184J/g°C X 0,5°C = -115,2J
Solução de Hidróxido de Sódio
nsoluto= m/M =5,0254g/ 40g.mol-1= 0,12 mol
∆ HTeórico = -44,3kJ/mol X 0,12mol = -5,32kJ
∆HExperimental=55,0254g X 4,184J/g°C X 13,3°C = -3,06kJ
Solução de Cloreto de Potássio
nsoluto= m/M =5,0834g/ 74,56g.mol-1= 0,07 mol
∆ HTeórico = 17kJ/mol X 0,07mol = 1,19kJ
∆HExperimental=55,0834g X 4,184J/g°C X 4,9°C =1,13kJ
Solução de Cloreto de Sódio
nsoluto= m/M =5,0882g/ 58,44g.mol-1= 0,09 mol
∆ HTeórico = 3,9kJ/mol X 0,09mol = 0,35kJ
∆HExperimental=55,0882g X 4,184J/g°C X 0,7°C = 0,16kJ
Solução de Nitrato de Sódio
nsoluto= m/M =5,0293g/ 84,99g.mol-1= 0,06 mol
∆ HTeórico = 20,4kJ/mol X 0,06mol = 1,22kJ
∆HExperimental=55,0293g X 4,184J/g°C X 4,6°C = 1,06kJ
7. DISCUSSÕES E CONCLUSÃO
A análise da tabela 2 nos permite concluir que, em todas as soluções realizadas houve variação da temperatura da água, sendo transferido calor do sistema para a vizinhança ou o contrário. Também podemos analisar que, essa variação, não depende exclusivamente da massa do soluto nessa solução, o que comprova que cada soluto perde ou ganha calor numa quantidade específica.
A tabela 3 nos mostra uma diferença entre a variação de entalpia obtida nesse experimento e aquela obtida a partir de cálculos teóricos. O que pode ter sido por ocasião de um sistema aberto.
Além disso, é possível analisarmos que, com exceção da solução de hidróxido de cálcio, a variação da entalpia obtida nesse experimento é sempre menor que a variação de entalpia obtida teoricamente. Isso sugere que houve perda de energia do sistema para a vizinhança antes que a temperatura final fosse obtida.
	Enfim, a prática nos leva a entender que a dissolução dos diversos sais consome ou libera energia para o sistema em forma de calor. Nos processos exotérmicos foi possível observar através do tato o aquecimento da água; e, o resfriamento causado pelas dissociações endotérmicas.
8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Livro
BROWN, LEMAY e BURSTEN. Química: A ciência central. 9ª Edição. Pearson, 2008.
ALVARENGA, Beatriz e MAXIMO, Antônio. Física. Ensino Médio. Volume 2. 1ª Edição. Scipione. São Paulo, 2006.
Sites
www.sofisica.com.br. Acesso em: 01/10/2013.
Apostila
Material Didático do CEDERJ. Química B. 2013.2
Plan1
	Tabela 2 - Calor de Reação e Variação da Temperatura (em °C) dos Reagentes
	Soluto	Reação	Calor de Solução	Ti (°C)	Tf (°C)	∆T(Tf – Ti)	msoluto (g)	Msoluto(g/mol)	∆Tg(∆T/m)	∆Tn((∆T.M)/m)
	CaCl2	Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)	-82,9 kJ/mol	22.5	26.8	4.3	5.0565	147.01	0.85	125.02
	Ca(OH)2	Ca2+(aq) + 2OH-(aq)	-16,2 kJ/kg	22.5	23	0.5	5.0925	74.09	0.10	7.27
	NaOH	Na+(aq) + OH-(aq)	-44,3 kJ/mol	22.5	35.8	13.3	5.0254	40.00	2.65105.86
	KCl	K+(aq) + Cl-(aq)	17 kJ/mol	22.5	17.6	-4.9	5.0834	74.56	-0.96	-71.87
	NaCl	Na+(aq) + Cl-(aq)	3,9 kJ/mol	22.5	21.8	-0.7	5.0882	58.44	-0.14	-8.04
	NaNO3	Na+(aq) + NO3-(aq)	20,4 kJ/mol	22.5	17.9	-4.6	5.0293	84.99	-0.91	-77.74
Plan1
	Tabela 3 - Variação de Energia segundo cálculo teórico e segundo o experimento realizado
	Soluto	Reação	Calor de Solução	Ti (°C)	Tf (°C)	∆T(Tf – Ti)	msoluto (g)	Msoluto(g/mol)	∆Tg(∆T/m)	∆Tn((∆T.M)/m)	mols	∆Hteórico (kJ)	∆Hexperimental (kJ)
	CaCl2	Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)	-82,9 kJ/mol	22.5	26.8	4.3	5.0565	147.01	0.85	125.02	0.03	2.49	0.99
	Ca(OH)2	Ca2+(aq) + 2OH-(aq)	-16,2 kJ/kg	22.5	23	0.5	5.0925	74.09	0.10	7.27	0.07	0.08	0.12
	NaOH	Na+(aq) + OH-(aq)	-44,3 kJ/mol	22.5	35.8	13.3	5.0254	40.00	2.65	105.86	0.13	5.32	3.06
	KCl	K+(aq) + Cl-(aq)	17 kJ/mol	22.5	17.6	-4.9	5.0834	74.56	-0.96	-71.87	0.07	1.19	1.13
	NaCl	Na+(aq) + Cl-(aq)	3,9 kJ/mol	22.5	21.8	-0.7	5.0882	58.44	-0.14	-8.04	0.09	0.35	0.16
	NaNO3	Na+(aq) + NO3-(aq)	20,4 kJ/mol	22.5	17.9	-4.6	5.0293	84.99	-0.91	-77.74	0.06	1.22	1.06