Relatório - Calorimetria

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Relatório da 2° aula prática de Físico-Química 1
Calorimetria: determinação do calor de neutralização
Docente: Cinthia S. Soares
Discentes: Henrique Vidal Quarterolli de Sousa, Larissa Nascimento dos Santos e Jéssica Fernandes Pires.
Data de realização da prática: 14/10/2022
Data de entrega do relatório: 11/11/2022
Introdução
	Calorimetria é a parte da física que estuda os fenômenos relacionados as trocas de energia térmica. Por meio da calorimetria é possível saber qual é a temperatura de equilíbrio de um sistema de corpos e qual é a quantidade de energia térmica necessária para que se observem variações de temperatura ou mudanças de estado físico no sistema. Segundo HALLIDAY (2006), calor é uma das muitas formas em que a energia se apresenta na natureza, contudo ela não é uma propriedade de um corpo, ao contrário, por exemplo, da energia cinética. É uma energia que flui entre um sistema e a sua vizinhança. Por isso, não é correto dizer que este ou aquele corpo possui uma dada quantidade de calor, uma afirmação como esta só está certa para aquelas quantidades que chamamos de função de estado. 
A unidade mais utilizada para o calor é caloria (cal), embora sua unidade no SI seja o joule (J). Uma caloria equivale a quantidade de calor necessária para aumentar em um grau a temperatura de um grama de água pura, sob pressão normal. Uma caloria corresponde a 4,186 joules, como uma caloria é uma unidade pequena seu múltiplo quilocaloria é usado. A relação entre ambos é dada por:
1 kcal = 10³cal
A capacidade térmica (C) é uma grandeza física utilizada para definir a quantidade de calor que um corpo deve receber, ou ceder, para que a sua temperatura varie, ela é definida a partir da razão entre o calor recebido (Q) pelo corpo e a variação de temperatura que este sofre. O calor específico (c) é uma unidade que indica a quantidade de calorias necessárias para se elevar em 1,0 ºC uma massa de 1,0 g de determinada substância, ela é a razão entre a capacidade térmica e a massa do corpo (m). A capacidade térmica e o calor específico podem ser determinados por meio do calorímetro.
O calorímetro é um instrumento, para que possamos analisar um sistema e medir a variação de energia em reações químicas. Através de alguns valores obtidos em práticas experimentais, podemos calcular a capacidade calorífica do calorímetro, determinando a quantidade de calor fornecida na reação pela variação da temperatura sofrida nele, os valores são em relação a reação química que é realizada dentro dele, mas a capacidade térmica é do calorímetro (PEREIRA, et al. 2017).
Quando a transferência de energia, na forma de calor, produz no corpo uma mudança na sua temperatura é chamado de calor sensível, este fenômeno é regido pela lei física conhecida como Equação Fundamental da Calorimetria, a quantidade de calor sensível recebida ou cedida por um corpo pode ser calculada através da Equação 01. Quando a transferência gera uma mudança no seu estado físico é chamado de calor latente, é possível calcular a quantidade de calor recebida ou cedida por um corpo que gerou uma mudança em seu estado físico através da Equação 02.
Q= m.c T (1)
Q= m.L (2)
Portanto, quando se sabe a capacidade calorífica do sistema (calorímetro e as substâncias) e a variação de temperatura que esse sofreu em uma reação, é possível calcular sua variação de entalpia durante este processo.
Assim, a partir da definição de entalpia, podem ser definidos o calor de solução e o calor de neutralização de uma substância. O calor de solução, ou entalpia de solução, é a variação de entalpia associada à adição de um mol de um determinado soluto em uma quantidade definida de um solvente, à pressão e à temperatura constantes, e corresponde ao calor que é extraído das vizinhanças, ou doado, quando ocorre a dissolução desse soluto. O calor envolvido nesse caso é denominado calor integral de solução (CASTELLAN, 1999). Em relação ao calor de neutralização, tem-se que essa grandeza corresponde à variação de entalpia que ocorre na reação de um mol de ácido com um mol de base. Quando um ácido e uma base fortes reagem a variação de entalpia da reação de neutralização é constante e independe da natureza das substâncias. Isso ocorre porque o ácido e a base ficam completamente ionizados em solução, e a única reação que acontece e que é responsável pela manifestação de calor é a da formação da água.
O objetivo da prática realizada se dá na determinação da capacidade térmica do calorímetro, o calor de reação a partir da reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e Hidróxido de Sódio (NaOH), e da dissolução do Hidróxido de Sódio (NaOH)
Materiais e métodos
A pratica foi dividida em três experimento.
Para o início do experimento 1, pegou-se um béquer com 100 mL de água e com a ajuda de uma placa de aquecimento e um bico de Bunsen, aqueceu-se a água mantendo-a entre 60°C e 80°C. Durante o aquecimento da, pegou-se um porta latas de alumínio para simular um calorímetro, e dentro foi adicionado 50 mL da solução de Ácido Clorídrico (HCl). Após a adição do ácido no recipiente, com o auxílio de um termômetro foi medido e anotado a temperatura do ácido. Após, com o auxilio de um béquer, pegou-se 31,4 mL de solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) e jogou a base dentro do frasco que continha o ácido. Durante a reação, a temperatura era constantemente observada até chegar na temperatura de equilíbrio.
Com a temperatura de equilíbrio alcançada, rapidamente pegou-se a água aquecida e adicionou no interior do calorímetro com a finalidade de observar a nova temperatura de equilíbrio e assim calcular a capacidade térmica do calorímetro.
Após, para o experimento 2, pegou-se um béquer com 100 mL de água e com a ajuda de uma placa de aquecimento e um bico de Bunsen, aqueceu-se a água mantendo-a entre 60°C e 80°C. Após, pegou-se um porta latas de alumínio para simular um calorímetro, e dentro foi adicionado 50 mL da solução de Ácido Clorídrico (HCl). Após a adição do ácido no recipiente, com o auxílio de um termômetro foi medido a temperatura do ácido. Após, pesou-se cerca de 1,372g de Hidróxido de Sódio (NaOH) sólido e rapidamente jogou-se a base dentro do frasco que continha o ácido. Durante a reação, a temperatura era constantemente observada até chegar na temperatura de equilíbrio.
Com a temperatura de equilíbrio alcançada, rapidamente pegou-se a água aquecida e adicionou no interior do calorímetro com a finalidade de observar a nova temperatura de equilíbrio e assim calcular a capacidade térmica do calorímetro.
Para o experimento 3, pegou-se um béquer com 100 mL de água e com a ajuda de uma placa de aquecimento e um bico de Bunsen, aqueceu-se a água mantendo-a entre 60°C e 80°C. Após, pegou-se um porta latas de alumínio para simular um calorímetro, e dentro foi adicionado 100 mL de água destilada. Após a adição da água no recipiente, com o auxílio de um termômetro foi medido a temperatura da água. Após, pesou-se cerca de 4,01g de Hidróxido de Sódio (NaOH) sólido e rapidamente jogou-se a base dentro do frasco que continha a água. Durante a dissolução, a temperatura era constantemente observada até chegar na temperatura de equilíbrio
Com a temperatura de equilíbrio alcançada, rapidamente pegou-se a água aquecida e adicionou no interior do calorímetro com a finalidade de observar a nova temperatura de equilíbrio e assim calcular a capacidade térmica do calorímetro.
Resultados, tratamento de dados e discussões
· Experimento 1
A parte inicial do procedimento consiste em determinar a capacidade térmica do calorímetro, e para conseguir tal objetivo, no primeiro momento adiciona-se ao recipiente considerado um calorímetro o HCL(aq) , apresentando uma temperatura de 27,4 ºC, após isso foi colocado a base NaOH(aq) resultando em uma reação de neutralização, na qual foi formado um sal e moléculas de água. Foi possível observar uma variação de temperatura, até que se obteve uma temperatura de equilíbriodenominada “1”, correspondente à 32,5 ºC. Após este momento, foi acrescentada a água quente de 72 ºC, esperou-se até que se estabelecesse uma nova temperatura de equilíbrio, chamada de“2” a qual foi de 55,1 ºC. 
Nota-se que que houve um aumento de temperatura em relação à temperatura de equilíbrio 1 e 2, que pode ser explicado pelo fato da água quente ter uma temperatura elevada em comparação com a mistura de neutralização e com isto, ela cede calor para o recipiente calorimétrico e este sistema faz sua absorção. De acordo com o princípio da conservação de energia, entende-se que o calor cedido representado pelo símbolo “Qced”, somado ao calor absorvido expressado como “	Qabs”, resulta em valor nulo. Como mostra a equação abaixo:
E para determinar o calor absorvido ou liberado numa reação química utiliza-se a seguinte expressão:
Q=m.c.∆T
Em que: “Q” é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação; no caso do experimento, “m”é a massa de água que está presente no calorímetro; “c” é o calor específico do líquido presente no calorímetro e ∆T é a variação de temperatura que ocorre. Assim, para determinar “Q” a partir da elevação de temperatura durante a reação realizada sob condições adiabáticas, é necessário conhecer a capacidade calorífica do calorímetro (Cc ), utilizando os dados da tabela abaixo e os seguintes cálculos:
Tabela 1 : Dados referente ao experimento 1
Fonte: Acervo pessoal, 2022
Cálculos relacionados ao experimento 1 - Parte 1:
	Após encontrar a capacidade térmica do sistema, torna-se viável realizar o cálculo do calor da reação de neutralização, como exemplificado abaixo:
Cálculos relacionados ao experimento 1 - Parte 2:
Uma outra opção de cálculo seria utilizar uma regra de três, devido no primeiro momento ter sido encontrado o valor de calorias, em que eleva-se a 1 grau a temperatura, como demonstrado a conta abaixo:
1º ____________________ 74,8
 22,6º___________________x
 x= 1.690,5 calorias
De posse deste valor, é possível dizer que a reação libera calor, ou seja é exotérmica pois o calor da reação apresenta um valor quantitativo negativo, o que indica que a entalpia final dos produtos foi menor que a entalpia inicial dos reagentes. Observa-se abaixo a reação descrita acima:
· Experimento 2:
Ao adicionar o HCl(aq) no calorímetro foi feita a medição de sua temperatura com o auxílio do termômetro, que foi de 27,5 ºC, o próximo passo foi referente ao acréscimo no NaOH(S), havendo uma reação de neutralização, formando sal e água, gerando uma nova temperatura de equilíbrio 1, de 40,1ºC. E com o adicionamento da água quente que inicialmente apresentava uma temperatura de 67 ºC, ou seja, uma temperatura maior que a do sistema. Torna-se possível dizer que a reação é exotérmica, havendo assim à liberação do calor, o qual pode ser descrito quantitativamente através da fórmula abaixo, usando os dados da tabela 2:
Tabela 2: Dados referente ao experimento 2
 Fonte: Acervo pessoal, 2022
Cálculos relacionados ao experimento 2 - Parte 1:
Cálculos relacionados ao experimento 2 - Parte 2:
Após encontrar a capacidade térmica do sistema, torna-se possível analisar quantitativamente a entalpia da reação, da seguinte maneira:
.
	O valor obtido é referente à 0,0343 mol de NaOH, e por este motivo, abaixo será feito a equivalência para um mol.
0,0343_______________-725,00
1 mol______________x
x= - 21.137 calorias/ mol ou seja -21,14KCal/mol.
	Através desse resultado comprova-se que a reação é realmente exotérmica, ou seja ∆H < 0, e que o método de adicionar água quente é eficiente, visto que é possível notar que o sistema calorimétrico recebeu calor da água quente, elevando assim sua temperatura.
· Experimento 3
	Após a adição de 100 mL de água destilada para o interior do calorímetro verificou-se que a temperatura era de 28,6 ºC. Com o acréscimo de 4,01 g de Hidróxido de sódio sólido e a dissolução do mesmo, verificou-se que a maior temperatura atingida foi 59,01 ºC. O NaOH(S) deve ser pesado rapidamente, pois este possui características higroscópicas, ou seja, retém a umidade do ar e CO2 (g) , podendo assim, diminuir sua concentração. Após isso adicionou- se uma água em temperatura superior à que se encontrava no recipiente.
	Chama-se Entalpia de dissolução, a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. A variação de entalpia pode ser demonstrada quantitativamente usando dados da tabela 3, a partir dos seguintes cálculos:
Tabela 3: Dados referente ao experimento 3
Fonte: Acervo pessoal, 2022
Cálculos relacionados ao experimento 3 - Parte 1
 
Utilizando a capacidade térmica, descobrir-se o calor de dissolução, usando a seguinte expressão:
	Para achar o valor de mols usado neste experimento, basta dividir 4,01g, ou seja a massa pesada de NaOH(S) , pela sua massa molar que vale 40 gramas. O que resulta em aproximadamente 0,1 mols de NaOH(S). Após a obtenção desta informação , calcula-se a Entalpia referente a 1 mol, da seguinte forma:
0,1 mol _____________ -470 calorias
 1 mol_____________X
 X= - 4700 calorias/mol ou seja 4,7 kcal/mol
O calor liberado foi de 4,7 kcal/mol, ou seja sua entalpia é menor que zero, caracterizando a reação como exotérmica, confirmando o aprendizado da teoria, que reforça que a água quente, é um meio de ceder calor para a reação, cujo o intuito é de manter o processo adiabático. Em que uma parte absorve calor e a outra libera.
Conclusão:
A partir dos resultados apresentados, como as reações experimentais sã o de caráter exotérmicas, obtivemos entalpias de neutralização (ΔH<0) média, sendo a da reação HCl(aq) + NaOH(l) → NaCl(aq) + H2O(l), ΔH=, com valores próximos ao encontrados na li teratura que é de ΔH=−13,4 kcal∙mol-1, a pequena diferença pod e ser codurante a realização do experimento, tais como l eitura d e temperatura no termômetr o, o t empo para transferir o ácido para o calorímetro e a troca de calor com o ambiente, afetando assim os resultados da prática
	Conclusões detalhadas a respeito do experimento, quer sejam estas positivas ou negativas.
sa 
Referências
ATKINS, Peter. Físico-Química. 7.ed. São Paulo: Ltc, 2003.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: LTC, 1999.
HALLIDAY, David et al. Fundamentos de física. 2006.
PEREIRA, Gean Paulo Joanella et al. Experimentação na confecção de calorímetros no Componente Curricular de Físico-Química Experimental na Universidade Federal da Fronteira Sul Campus Realeza. Anais do SEPE-Seminário de Ensino, Pesquisa e Extensão da UFFS, v. 7, n. 1, 2017.