Relatorio de química; Termoquimica: reações endotérmicas e exotermicas

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CENTRO UNIVERSITÁRIO JORGE AMADO
Curso de Engenharias 
Áurea Cristina S. Bastos
Driele Santos Matos
Taise Andrea dos Santos 
Jacineide dos Santos Lima
Termoquímica: reações endotérmicas, exotérmicas e calor de reação
Salvador, 2015
CENTRO UNIVERSITÁRIO JORGE AMADO
Áurea Cristina S. Bastos
Driele Santos Matos
Taise Andrea dos Santos
Jacineide dos Santos Lima
Termoquímica: reações endotérmicas, exotérmicas e calor de reação
Relatório técnico apresentado como requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina Química Geral, no Curso Engenharia, no Centro Universitário Jorge Amado. Profª. Elisangela
Salvador, 2015
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO..........................................................................................................4
2 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA................................................................................5
2.1 OBJETIVO GERAL................................................................................................5
2.1.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS...............................................................................5
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS................................................................6,7
4. RESULTADOS.....................................................................................................8,9 
5. CONCLUSÕES......................................................................................................10
6. REFERÊNCIAS.....................................................................................................11
 
1.INTRODUÇÃO
A termoquímica que também pode ser chamada de termodinâmica química é o ramo da química que tem como objeto de estudo o calor (energia) produzido ou consumido nas reações químicas de acordo com os princípios enunciados na termodinâmica. Em linhas gerais a termoquímica, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre.
Sabe-se que na termoquímica podemos usar a calorimetria para medir o calor “q” produzido ou absorvido numa reação e assim, chegar ao conceito de “calor de reação” ou variação de entalpia ΔH, que trata das mudanças de energia que ocorrem em um sistema. Portanto, em uma reação que há perca de calor dos reagentes para o meio ambiente seu valor de ΔH é negativo e a reação dita exotérmica; já se ocorrer o contrário, houver absorção de calor o valor de ΔH é positivo e a reação é dita endotérmica.
A variação de entalpia ΔH, é uma função de estado, ou seja, depende somente dos estados inicial e final do sistema e não da sequência de estados seguida pelo sistema durante a transformação. Portanto, durante a transformação de reagentes em produtos se houver mais de uma trajetória ou etapa, a variação total de entalpia ΔH será a mesma para cada uma delas. Essa regra é denominada de "Lei de Hess da Soma Constante dos Calores", ou simplesmente “Lei de Hess” nomeada assim em homenagem ao químico suíço Germain Henry Hess que a verificou a base de observações experimentais.
Uma maneira de obter a variação de entalpia de uma reação é através de experiências calorimétricas, onde o efeito térmico de uma reação é medido usando um calorímetro adiabático assim chamado, pois, nele o sistema está isolado e não transfere calor para o meio ambiente. A temperatura no final da reação é em geral diferente da temperatura do início. Portanto, para qualquer transformação dentro do calorímetro, sob pressão constante, o primeiro princípio nos diz que Qp = ΔH = 0.
2. FUNDAMENTAÇÃO TEORICA
2.1 OBJETIVO GERAL
O objetivo deste experimento é determinar as mudanças de temperatura que acompanham as reações químicas.
2.1.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Conceituar processos endotérmicos e exotérmicos. Compreender a relação entre reação química e energia. Familiarizar com as unidades de energia e suas conversões. Calcular a quantidade de calor de reação envolvida em uma absorção e liberação. 
4.MATERIAS E PROCEDIMENTOS 
4.1.1 MATERIAS
4 Erlenmeyers de 50 mL;
2 Béqueres de 20 mL;
Balança de um prato;
1 Proveta de 25 mL;
3 pipetas de 2 mL
3 vidros de relógio
Termômetro;
Espátula (ou colher)
NaOH sólido;
NH4Cl sólido;
Ureia sólida;
HCl 0,25M;
NaOH solução 1 mol/L;
4.2 PROCEDIMENTO
Experimento I: Foram adicionados 25 mL de água destilada em uma proveta e transferiu integralmente para um erlenmeyer, agitamos e com auxilio de um termômetro, verificou-se a temperatura da água. Em um vidro de relógio, foi pesado cerca de 2,39g de NaOH transferindo para o erlenmeyer, observamos a variação de temperatura. 
Experimento II: Foram adicionando 10 mL de água destilada em uma pipeta e transferiu integralmente para um erlenmeyer, agitamos e com auxilio de um termômetro, verificou-se a temperatura da água. Pesou-se cerca de 2,19g de ureia sólida, transferindo para o erlenmeyer observando a variação da temperatura. 
Experimento III: Foram adicionando 10 mL de HCl 0,25 em uma pipeta e transferiu integralmente para um erlenmeyer, agitamos e com auxilio de um termômetro, verificou-se a temperatura da água. Pesou-se 1,073g de NaOH transferindo para o erlenmeyer, observamos a variação de temperatura. 
Experimento IV: Foram adicionando 10 mL de solução de hidróxido de sódio 1mol/L em uma pipeta e transferiu integralmente para um erlenmeyer, agitamos e com auxilio de um termômetro, verificou-se a temperatura da água. Pesou-se 1,001g de NH4Cl transferindo para o erlenmeyer, observamos a variação de temperatura. 
5. RESULTADOS E DISCURSSÃO
Tabela 1 - Temperatura/Mudança de temperatura.
	
	H inicial
	H final
	H
	NaOH
	24ºC
	36ºC
	12 ºC
	Ureia sólida
	23 ºC
	16 ºC
	-7 ºC
	NaOH + HCl
	23 ºC
	31 ºC
	8 ºC
	NH4Cl
	24 ºC
	20 ºC
	-4 ºC
No experimento I, percebemos que a solução NaOH provocou o aumento na temperatura da solução.
Hi = 24°C
Hf = 36°C
∆H = 12°C
Pela variação positiva de temperatura, comprovamos que a reação é endotérmica, com absorção de calor.
No experimento II, observamos que a ureia sólida misturada na água destilada, provocou uma variação negativa na temperatura.
Hi = 23°C
Hf = 16°C
∆H = -7°C
Considerando a variação negativa da temperatura, a ureia sólida é um processo exotérmico, com liberação de calor. 
No experimento III, temos duas soluções: HCl e NaOH. 
Ti = 23°C
Tf = 31°C
∆H = 8°C
Após a mistura das duas soluções, HCl + NaOH, obtivemos uma temperatura final de 8°C, constatando tratar-se de uma reação endotérmica, com absorção de calor.
No experimento IV, observamos que a adição de NH4Cl(s) na água destilada e a sua dissolução completa, provocaram uma variação negativa na temperatura.
Ti = 24°C
Tf = 20°C
∆H = -4°C
Considerando a variação negativa da temperatura, constatamos tratar-se de uma reação exotérmica, com liberação de calor.
6. CONCLUSÕES
	
Podemos concluir que as reações endotérmicas ocorrem quando obtemos uma absorção de energia na reação, com aumento da temperatura e absorção de calor, fatos esses observado no experimento I e III onde foi adicionado NaOH em água destilada, onde a temperatura variou no sentido positivo após as reações. Já as reações exotérmicas acontecem quando há uma perda de calor através da reação química, com a variação negativa da temperatura, fato este observado no experimento II e IV, onde foi adicionado ureia sólida e NH4Cl em água destilada.
8. REFERÊNCIAS
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index.php 3
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index. 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.phpATKINS, P. W. (Peter William).; Fisico-Química – Fundamentos; Trad. Edílson Clemente da Silva, 3ª edição, R.J., Editora LTC, 2003, p.164-167.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: A ciência central. 9ª edição, São Paulo: Prentice Hall, 2005.