mini relatorio termoquimmica

Prévia do material em texto

Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia 
Departamento Acadêmico de Química - DAQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
TERMOQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Amanda Miranda Santos 
 Glória Evelyn Gomes Costa Xavier 
 
 
 
 
Outubro-2021 
Salvador-Bahia 
1 
 
1. APRESENTAÇÃO: 
 
 Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por Amanda Miranda Santos e Glória 
Evelyn Gomes Costa Xavier, alunas do curso de Química do Instituto Federal de Educação, 
Ciência e Tecnologia da Bahia, da turma 8821, no âmbito da parte experimental da disciplina 
Química II prática, durante a 3ª unidade em 2021. 
 Serão descritos os objetivos, a parte experimental, os resultados e discussões, e as conclusões 
referentes ao experimento intitulado “Termoquímica". 
 
Salvador, 22 de Outubro de 2021. 
 
 
 
 
 
 
Amanda Miranda Santos 
Glória Evelyn Gomes Costa Xavier 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Outubro-2021 
2 
 
Salvador-Bahia 
2. OBJETIVOS: 
 
➢ Diferenciar processos endotérmicos e exotérmicos; 
➢ Determinar a capacidade calorífico de um calorímetro; 
➢ Determinar o calor de uma reação de neutralização. 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
 
 Parte I. Dissolução Exotérmica e Endotérmica: 
Em dois tubos de ensaio diferentes foram adicionados, respectivamente, hidróxido de sódio 
(NaOH) sólido e cloreto de amônio (NH4Cl), logo em seguida foi introduzido termômetro em 
ambos os tubos onde a temperatura inicial do tubo 1 era de 25°C e no tubo 2 era de 24°C e 
adicionou-se água destilada.[1] 
 
Tubo 1 contendo hidróxido de sódio: NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq) + calor 
Após a adição da água foi possível observar um grande aumento na temperatura, de 25°C para 
acima de 50°C, logo, trata-se de um processo exotérmico devido ao grande aumento da 
temperatura nesse sistema. Dessa forma, a energia cinética aumenta e consequentemente a 
energia potencial diminui.[2] 
No decurso da dissolução, dois processos são endotérmico, onde ocorre a absorção de energia 
para quebrar as ligações iônicas do hidróxido de sódio sólido e das ligações de hidrogênio 
presentes na água, porém também há o processo exotérmico que é a formação das interações íon-
dipolo dos íons em solução Na+ e OH- com a moléculas de água, ocorrendo a solvatação desses 
íons e a liberação de energia. Assim, conclui-se que essa é uma dissolução de processo 
exotérmico pois a energia liberada na etapa de solvatação é maior é que a energia absorvida 
durante a ruptura das ligações do hidróxido de sódio. 
 
Tubo 2 contendo cloreto de amônio: NH4Cl(s) + H2O(l) → NH4
+(aq) + Cl-(aq) 
A temperatura do sistema foi de 24°C para 17°C após a adição da água destilada, com a variação 
de -7°C, ou seja, com a diminuição da temperatura refere-se a um processo endotérmico, em que 
deve ser atribuída a uma diminuição da energia cinética das partículas e consequentemente 
aumentando a energia potencial.[2] 
Como dito anteriormente, a dissolução envolve dois processos endotérmicos, onde ocorre a 
quebra das ligações iônicas do soluto e das ligações de hidrogênio da água, e um processo 
3 
 
exotérmico, onde acontece a formação das interações íon-dipolo no cloreto de amônio aquoso, 
uma vez que tanto os cátions amônio (NH4
+) quanto os ânions cloreto (Cl-) interagem com as 
moléculas polares da água, sendo solvatados por elas.[2] 
Em tese, a energia absorvida para a quebra das ligações é maior do que a energia liberada na 
formação das interações, dessa forma, trata-se de uma dissolução de processo endotérmico. 
 
 
 Parte II. Reações Exotérmica e Endotérmica: 
Reação Exotérmica: 
Adicionou-se uma certa quantidade de glicerina a 4 comprimidos de permanganato de potássio 
macerados (com a finalidade de aumentar a superfície de contato), em seguida notou-se a 
formação de uma chama. 
14KMnO4 + 4C3H5(OH)3 → 7K2CO3 + 7Mn2O3 + 5CO2 + 16H2O 
Tendo em vista esses fatores, conclui-se que ocorreu uma reação exotérmica, que por sua vez é 
uma reação que ocorre liberação de energia em forma de calor. O permanganato de potássio é um 
forte agente oxidante e consequentemente sucedeu-se na oxidação da glicerina, produzindo CO2 
e H2O, semelhante a um indício de reação de combustão. 
 
Reação Endotérmica: 
Adicionou-se uma pequena porção de água dentro de um balão e em seguida encheu-se com ar. 
Posteriormente, o balão foi aquecido sobre a chama de uma vela. 
A água que está contida no balão possui uma alta capacidade calorifica, ou seja, ela absorve calor 
com facilidade. O balão que é feito de borracha, quando submetido a chama da vela não estoura. 
Isso ocorre por que a água absorve o calor que é concedido pela chama da vela, impedindo que a 
temperatura da borracha aumente e as interações estabelecidas pela borracha sejam 
enfraquecidas, em outras palavras, a borracha não derrete, dessa forma o balão não estoura. 
Sendo assim, conclui-se que ocorreu uma reação endotérmica, quando há absorção de energia em 
forma de calor. 
 
 
 Parte III. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro: 
Inicialmente, mediu-se 100mL de água, adicionou-se esta quantidade em um calorímetro de 
alumínio que logo em seguida foi agitado e anotou-se o valor da temperatura e a massa da água. 
Foi medido 100mL de água quente onde a mesma foi aquecida até cerca de 50°C, essa 
quantidade de água quente foi adicionada ao calorímetro juntamente com a água em temperatura 
ambiente, em seguida registrou-se o valor da temperatura final.[3] 
4 
 
Para determinar a capacidade calorífica do calorímetro, ou seja, a quantidade de calor que o 
mesmo recebe para variar sua temperatura em 1°C, utilizou-se a mistura da água em 
temperaturas distintas, onde se obteve os dados:[3] 
 
Tabela 1: Capacidade calorífica do calorímetro. 
Substância Massa Calor 
específico 
(cal/g°C) 
Temperatura 
inicial (°C) 
Temperatura 
final (°C) 
ΔT 
Água fria 99,70 g 1 cal/g°C 25,4°C 36,2°C 10,8°C 
Água quente 98,56 g 1 cal/g°C 54,5°C -18,3°C 
 
Observação: Para saber a massa específica da água na temperatura de 54,5°C foi necessário 
consultar uma tabela em que se tem os valores de densidade da água entre 0 e 100°C.[4] 
55°C= 985,65 kg/m3 → 0,98565 g/mL (convertendo para g/mL) 
Posteriormente foi necessário saber quantas gramas de água tem em 100mL: 
1mL ---- 0,98565 g/mL 
100mL ---- x = 98,565 g/mL 
 
A água em temperatura ambiente adicionada ao calorímetro possuía uma temperatura de x°C e 
em seguida, ao agitar vagarosamente o calorímetro, a temperatura da água se igualou a 
temperatura do ambiente que possui uma temperatura de 24,5°C . A água quente com uma 
temperatura de 50°C foi adicionada ao calorímetro que anteriormente já estava com a água de 
temperatura ambiente, logo após o calorímetro foi agitado. Observou-se então que a temperatura 
da água diminuiu para 36,2 °C. De acordo com os dados observados no experimento, nota-se que 
o calorímetro possui a capacidade de fazer com que a água fria com uma temperatura de 24,5 °C 
quando misturada com a água quente que possui uma temperatura de 54,2 °C entrem em 
equilíbrio termodinâmico. 
Utilizando a fórmula Q= m.c.ΔT e considerando que o calor que a água em temperatura ambiente 
de 25,4°C absorveu no calorímetro é igual ao calor liberado pela água quente, tem-se a equação: 
C.ΔT + m1.c1.ΔT + m2.c2.ΔT= 0 
Onde C é a capacidade calorífica do calorímetro, ΔT é a variação de temperatura, m é a massa da 
substância utilizada e c, o calor específico da substância. Dessa forma, foi possível calcular a 
capacidade calorífica do calorímetro: 
C.(10,8) + 99,70.1.(10,8) + 98,56.1.(-18,3)= 0 
C.10,8 + 1076,76 – 1803,64= 0 
5 
 
10,8C – 726,88= 0 
C= 726,88 ÷ 10,8= 67,30 cal/°C 
De acordo com os cálculos acima , a capacidade calorífica do calorímetroé de 67,30 cal/°C. 
 
 
 Parte IV. Determinação do calor de neutralização da reação entre HCl e NaOH: 
Inicialmente, mediu-se 80mL da solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5 M e 80mL da 
solução de ácido clorídrico (HCl) 0,5 M, anotou-se o valor da temperatura de ambas as soluções. 
Logo em seguida foi adicionado essas quantidades em um calorímetro de vidro e agitou-se o 
mesmo até a temperatura ficar constante. Por fim, mediu-se a temperatura da mistura.[5] 
Reação de neutralização: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
 
Tabela 2: Calor de neutralização. 
Reação de 
neutralização 
C1 Temperatur
a do ácido 
Temperatur
a da base 
Temperatur
a da mistura 
ΔTácid
o 
ΔTbas
e 
HCl(aq)+NaOH(a
q) 
48,11cal/°
C 
24,1°C 23,7°C 30,3°C 6,2°C 6,6°C 
 
Para determinar o calor de neutralização é necessário saber a variação de entalpia, que é dada por 
ΔHR=ΔHI – ΔHF, onde ΔHI representa o calor trocado entre os reagentes (ΔHI = QR1 + QCal + 
QR2) e ΔHF representa o calor envolvido após a mistura dos reagentes (ΔHF = QMist = mmist . 
cmist . (T-T1) ). Uma vez que o reagente 1 encontra-se dentro do calorímetro teremos ainda que 
QR1 = mR1.cR1 . (T-T1) e QCal = CCal.(T-T1). Para o reagente 2 temos QR2 = mR2 . cR2 . (T-
T2).[6] 
 
QR1 = 1.0,5.(30,3 - 23,7) = 3,3 kj/mol 
 
QR2 = 1.0,5.(30,3 - 24,1) = 3,1 kj/mol 
 
∆HF = 30,3. 2.1.(30,3 - 23,7) = 399,96 kj/mol 
 
Qcal = 48,11. (30,3 - 23,7) = 317,53 kj/mol 
6 
 
 
∆HI = 3,3 + 317,53 + 3,1= 323,93 kj/mol 
 
∆HR = 323,93 - 399,96 = -76,03 kj/mol 
Ao realizar o experimento notou-se exatamente que após a mistura dos reagentes a temperatura 
aumentou para 30,3 °C. O ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH) ao reagirem, 
formam cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O) e o valor da entalpia de neutralização deverá ser 
um valor negativo. Foram feitos os cálculos após o experimento, a fim de se encontrar a entalpia 
de neutralização. O valor encontrado foi igual a -76,03 kj/mol, entretanto esse valor encontrado 
não é igual ao valor teórico encontrado na literatura, que é aproximadamente -55,84 kj/mol. 
Supõe-se que o valor de entalpia de neutralização encontrado não foi igual ao teórico, devido ao 
calorímetro que supostamente poderia está descalibrado e também pode ter ocorrido troca de 
calor dos reagentes com o ambiente. 
É possível afirmar que, observando os dados obtidos e os dados da literatura essa reação de 
neutralização é exotérmica, pois o valor encontrado do calor de neutralização é de -76,03 KJ/mol 
(∆H