Experimento 9 Termoquímica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – REGIONAL CATALÃO
Engenharia Civil
Química Geral Prática
Lorrany Jenifer Teodoro da Costa
Mariana de Oliveira
Yan Alves Carvalho
EXPERIMENTO 9
TERMOQUÍMICA
Catalão – GO
24/02/2016
INTRODUÇÃO
Estudando os calores das reações químicas e a relação do mesmo com a afinidade entre as substâncias e com as forças de ligação entre os elementos químicos, Germain Henry Hess, se consagrou como um dos pioneiros da Físico-Química. Hess nasceu na Suíça, em 1802, e faleceu na Rússia, em 1850 e foi professor na Universidade de São Petersburgo.
A Lei de Hess é um princípio experimental de fundamental importância no estudo da termoquímica e estabelece que o calor absorvido ou liberado numa reação química, depende apenas dos estados inicial e final da reação, independendo dos estados intermediários pelos quais a reação passa. Ou seja, o ΔH depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos, de acordo com a expressão:
ΔH = ΔHfinal - ΔHinicial
Fazendo uso desse princípio, se torna viável o cálculo da variação de entalpia de determinadas reações que não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. A variação de temperatura dessas reações é calculada por meio das entalpias de outras reações (reações intermediárias). Como podem haver infinitas variações de entalpia, a Lei de Hess tembém pode ser chamada de Lei das Somas do Calores de Reação, dada pela fórmula:
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ...
Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, pode-se fazer algumas alterações matemáticas desde que sejam seguidas as seguintes regras:
As equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o sinal de ΔH;
Acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número;
Realizar o somatório para montar a reação global;
Somar os valores de ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
Todas as reações químicas liberam ou absorvem energia do ambiente de alguma forma. Os processos que liberam calor são denominados exotérmicos e nos transmitem sensação de aquecimento.  Os processos endotérmicos, absorvem calor do ambiente e nos transmitem sensação de frio (MOORE, 1976).
As reações exotérmicas possuem um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação entálpica final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também sob forma de calor. A temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial dos reagentes.
Já numa reação endotérmica, o fornecimento de energia desloca o equilíbrio para a formação de produtos, uma vez que este processo absorve calor do meio.
Estas reações têm como característica a posse de um balanço energético positivo quando é comparado a energia entálpica dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de calor. Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes (RUSSSEL, 1994).
OBJETIVOS
O intuito principal da prática, foi determinar a quantidade de calor envolvida nas reações realizadas.
MATERIAIS E REAGENTES
Balança analítica;
Calorímetro;
Bastão de vidro;
Becker;
Termômetro;
Proveta (100 mL);
Hidróxido de sódio (NaOH(s));
Solução de Hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol.L-1;
Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1,0 mol.L-1;
Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 0,5 mol.L-1
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 Determinação do calor da reação:
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)		∆H1= X1 cal
Após lavar o calorímetro, mediu-se duas provetas com 100 mL de água destilada cada e transferiu essa água para o calorímetro e agitou cuidadosamente até que a temperatura fosse constante. Após anotar a temperatura, adicionou cerca de 4 g de Hidróxido de Sódio (NaOH) no calorímetro com água destilada e observou-se a variação de temperatura, quando esta permaneceu constante foi devidamente anotada.
4.2. Determinação do calor da reação:
NaOH(s) + H+(aq) + Cl- (aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)	∆H2= X2 cal
Lavou-se o calorímetro, até que não houvesse resíduos das soluções utilizadas no procedimento anterior e posteriormente mediu-se duas provetas com 100 mL de Ácido Clorídrico 0,50 mol.L-1 (HCl) cada e transferiu-se essa solução para o calorímetro, agitando cuidadosamente até que a temperatura fosse constante. Após anotar a temperatura, adicionou cerca de 4 g de Hidróxido de Sódio (NaOH) no calorímetro com HCl 0,50 mol.L-1 e observou-se a variação de temperatura, quando esta permaneceu constante foi devidamente anotada.
 Determinação do calor da reação:
Na+(aq) + OH-(aq)+ H+(aq) + Cl- (aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq)		∆H3= X3 cal
Primeiramente lavou-se bem o calorímetro, até que não houvesse resíduos das soluções utilizadas no procedimento anterior, deixou-se escorrer toda água e posteriormente mediu-se 100 mL de Ácido Clorídrico 1,0 mol.L-1 (HCl) em uma proveta e na outra mediu-se 100 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1,0 ml.L-1 e com o auxílio do termômetro mediu-se a temperatura de cada solução. Após anotar as temperaturas iniciais constantes, transferiu-se ambas as soluções para o calorímetro e submeteram-nas à rápida agitação, observando a variação de temperatura e quando esta manteve-se constante foi devidamente anotada.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Tabela 1 - Temperatura/Mudança de temperatura.
	
	H inicial
	H final
	H
	NaOH sólido + H2O
	28 ºC
	32 ºC
	4 ºC
	NaOH sólido + Solução de HCl
	28 ºC
	38 ºC
	10 ºC
	Solução de HCl + Solução de NaOH
	28 ºC
	33 ºC
	5 ºC
Na primeira parte do experimento, utilizou-se cerca de 200 ml de água, onde se dissolveu 4,1584 g de NaOH e submeteu-se a agitação em um calorímetro. Observou-se um aumento da temperatura, demonstrando assim que a reação é endotérmica, onde ocorre uma absorção de calor por parte da água e do recipiente. Esse calor provém da dissolução do NaOH, que libera o calor transferido.
∆H = Hf – Hi = 32 ºC – 28 ºC= 4ºC
D = m/v => 1g/ml= m/200 ml => m= 200 g H2O + NaOH
Quantidade de calor
Q = m * c * ∆t
Q= 200 g * 1 cal/g * 4 ºC
Q= - 800 cal
Número de mols de NaOH
N = m/mm
N(NaOH)= 4,1584 g/ 40 g/mol = 0,104 mol
Quantidade de calor por mol de NaOH
-800/0,104 = -7.695, 27 cal/mol
Na segunda parte do experimento, em que ocorre a reação entre o NaOH sólido e a solução de HCl também ocorre um reação endotérmica, onde acontece a absorção de calor pela solução de HCl e pelo recipiente. Esse calor é proveniente do NaOH, que libera calor quando misturado com a solução de HCl.
∆H = Hf – Hi = 38 ºC – 28 ºC= 10ºC
Quantidade de calor
Q = m * c * ∆t
Q= 200 g * 1 cal/g * 10 ºC
Q= - 2000 cal
Número de mols de NaOH
N = m/mm
N(NaOH)= 4,2685 g/ 40 g/mol = 0,1067 mol
Quantidade de calor por mol de NaOH
-2000/0,1067 = -18.744,14 cal/mol
Na terceira parte do experimento, ocorre a reação entre a solução de NaOH e a solução de HCl. Essa reação também representa um processo endotérmico, onde o recipiente e a solução de HCl absorvem o calor liberado pela solução de NaOH.
∆H = Hf – Hi = 33 ºC – 28 ºC= 5ºC
Quantidade de calor
Q = m * c * ∆t
Q= 200 g * 1 cal/g * 5 ºC
Q= - 1000 cal
Número de mols de NaOH
C(NaOH) = 1 mol/L
1 mol - 1 litro
X mol - 0,1litro x= 0,1 mol de NaOH
Quantidade de calor por mol de NaOH
-1000/0,1 = -10000 cal/mol
O que ocorre nas partes 1 e 3 e na parte 2 se a considerarmos isoladamente, justifica-se por meio da Lei de Hess. Essa lei determina que o calor absorvido ou liberado em uma reação química, sob certas condições experimentais, dependeexclusivamente da entalpia (conteúdo de energia) dos reagentes e dos produtos. Através disso, infere-se que, independentemente da reação ser executada em uma única etapa (caso da reação ocorrido na parte 2) ou se ela é realizada em diversas etapas sucessivas (caso das reações ocorridas na parte 1 e 2, respectivamente), o valor da variação de entalpia será o mesmo.
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)					 ∆H1 = -800 cal 
Na+(s) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)	 ∆H3 = -1000 cal
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)	 ∆H2 = -2000 cal
[-2000 – (-1800) / 2000] * 100% = 10%
A diferença do encontrado experimentalmente para o resultado teórico foi de 10%. Este erro pode ser explicado pela perca de material durante o procedimento experimental e por erros sistemáticos ocorridos durante na aferição das medidas.
CONCLUSÃO
	Através da prática puderam ser observados alguns fenômenos ligados ao calor das reações. Foi possível medir as variações de temperatura, e através desses valores calcular a variação da entalpia de alguns processos. Porém, os valores obtidos não foram tão próximos dos reais devido a erros sistemáticos, esses poderiam ser corrigidos com a utilização de calorímetros mais sensíveis.
 
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. W. (Peter William) et al. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2002.
MOORE, Walter J. Fisico-química. 4ª ed. Edgard-Blucher, São Paulo, 1976.
PILO, Luiz. Fisico-química. Livros Técnicos e Científicos. 1ª ed. Editora S.A., Rio de Janeiro, 1979.
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2ª ed. São Paulo, Pearson Makron Books, 1994.
VOGEL, Arthur I. Química Analítica. 5ª ed. Mestre Jou, São Paulo, 1981.