SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA (1) (1)

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NOME DA INSTITUIÇÃO
NOME COMPLETO
TERMODINÂMICA
SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA
CIDADE
2025
1. INTRODUÇÃO
A Segunda Lei da Termodinâmica estabelece princípios fundamentais sobre a direção natural dos processos e a transferência de energia. No contexto químico, essa lei é diretamente observada nas reações exotérmicas e endotérmicas, que liberam ou absorvem calor, respectivamente. A decomposição do peróxido de hidrogênio (H₂O₂), catalisada pelo dióxido de manganês (MnO₂), é uma reação exotérmica clássica que permite aplicar conceitos de calorimetria para determinar a variação de entalpia. Essa prática teve como objetivo medir o calor liberado na reação utilizando um calorímetro a pressão constante, registrar as temperaturas envolvidas e calcular a variação de entalpia, discutindo sua importância em processos industriais e científicos.
2. METODOLOGIA
O experimento foi realizado em ambiente simulado (VirtuaLab). Os equipamentos utilizados foram: calorímetro a pressão constante, termômetro, proveta, béquer, espátula metálica e vidro de relógio.
O procedimento iniciou-se com a preparação da capela de segurança, seguida da medição de 40 mL de peróxido de hidrogênio, transferido para o calorímetro. Em seguida, adicionou-se 1 g de dióxido de manganês como catalisador. A reação liberou calor, elevando a temperatura do sistema, que foi registrada após estabilização. O processo foi repetido variando os volumes de peróxido de hidrogênio (42 mL e 45 mL) para observar o impacto na variação de temperatura. Os cálculos foram realizados pela equação:
considerando a massa de solução, a capacidade calorífica do calorímetro e a variação de temperatura.
RESULTADOS
1. Por que é importante medir a temperatura inicial da solução no calorímetro antes de adicionar o catalisador?
A medição da temperatura inicial é fundamental para estabelecer a referência de comparação. Sem esse valor, não seria possível calcular corretamente a variação de temperatura provocada pela reação e, consequentemente, a quantidade de calor liberada.
2. Explique a razão para agitar o calorímetro após adicionar o dióxido de manganês.
A agitação garante a homogeneização da mistura, permitindo que todo o sistema atinja equilíbrio térmico. Isso evita que regiões locais do calorímetro apresentem temperaturas diferentes, o que comprometeria a precisão da medição.
3. Como a quantidade de dióxido de manganês adicionada pode influenciar nos resultados do experimento?
O MnO₂ atua como catalisador, acelerando a reação. Se for adicionado em excesso, pode provocar uma liberação de calor muito rápida, dificultando a medição precisa da temperatura final. Se for insuficiente, a reação pode ocorrer de forma lenta ou incompleta, afetando a exatidão dos resultados.
4. Qual é a fórmula utilizada para calcular a quantidade de calor liberada na reação, e como os dados experimentais são aplicados nessa fórmula?
A equação utilizada é:
onde Q é o calor liberado, m é a massa da solução, c é a capacidade calorífica e ΔT a diferença entre a temperatura final e inicial. A partir dos dados de temperatura registrados no calorímetro, o valor de Q pode ser calculado e posteriormente relacionado à variação de entalpia da reação.
5. Qual foi a porcentagem de erro entre o valor experimental e o valor tabelado da variação de entalpia? Explique possíveis causas para essa diferença.
Diferenças entre valores experimentais e tabelados podem decorrer de erros de leitura, perdas de calor para o ambiente, imprecisão na quantidade de reagentes, limitações do calorímetro ou mesmo da eficiência do catalisador. Em experimentos reais, a dissipação de calor pelas paredes do calorímetro e a não completa homogeneização da mistura são causas frequentes de erro.
3. CONCLUSÕES
A prática permitiu compreender de forma aplicada os conceitos de reações exotérmicas, variação de entalpia e utilização de calorimetria na determinação de trocas de energia. A atividade mostrou que a medição cuidadosa das temperaturas, a correta manipulação do calorímetro e o uso controlado do catalisador são fatores determinantes para a precisão dos resultados. Além disso, a simulação reforçou a importância das trocas de calor em processos industriais e científicos, como na produção de energia, no desenvolvimento de catalisadores e na compreensão de reações químicas em sistemas complexos.
REFERÊNCIAS
BORGNAKKE, Claus; SONNTAG, Richard E. Fundamentos da termodinâmica. São Paulo: Editora Blucher, 2018.
ÇENGEL, Yunus A.; BOLES, Michael A. Termodinâmica. Porto Alegre: Grupo A, 2013.
FILHO, Washington B. Termodinâmica para Engenheiros. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2020.