relatorio 9

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – Regional Catalão – Curso de Química
Disciplina: Química Geral Experimental
Prof. mestre: Ariadne Canedo Eduardo
Nome: Geraldo Sousa Gonçalves Neto Matrícula:201517182
Nome: Jéssica Santos Silva Matrícula:201517185
Nome: Camila dos Santos de Jesus Matrícula:201517177
1.INTRODUÇÃO:
A termoquímica é uma vertente da termodinâmica, que se atém ao exame das
transformações de calor que acontecem durante as reações químicas.[1] A
termodinâmica, por sua vez, é o estudo das transformações da energia de maneira
quantitativa. Em suas investigações, o universo se divide em duas partes: o sistema, que
é a porção deste em que foca-se a atenção ou interesse, e a vizinhança, que é a parte
externa do sistema ou restante do universo. Sendo que os sistemas podem ser:[2]
 Abertos: Trocam energia e matéria com a vizinhança;
 Fechados: Não trocam matéria, apenas energia;
 Isolados: Não trocam matéria e nem energia com a vizinhança;
A relação entre calor, trabalho e variação de energia é a pedra fundamental neste
âmbito científico.[1] Pode-se definir que o trabalho é o movimento contra uma força
oposta, já o calor pode ser conceituado como sendo a transferência de energia que utiliza
o movimento caótico das moléculas.[2] A energia, por sua vez, é a capacidade de um
sistema de executar trabalho.[3]
Portanto, o calor e o trabalho são formas equivalentes de se alterar a energia
interna de um sistema. E, se o sistema for isolado das suas vizinhanças, não haverá
modificação da energia interna. Então todas essas fundamentações citadas, regem a
primeira lei da termodinâmica, que pode ser resumida matematicamente como:
∆U=q+w
A medida do calor liberado ou absorvido por um processo é usada para
acompanhar a variação da energia interna de um sistema, este calor é medido em
laboratórios através de um calorímetro e isso pode ser efetuado direta (calorímetro
simples) ou indiretamente (bomba calorimétrica). As paredes de uma garrafa térmica, faz
com que o vácuo entre o sistema e a vizinhança não permita a condução de energia por
moléculas e as superfícies cobertas por prata cortam a transferência de energia por
radiação; suas paredes são denominadas de adiabáticas, mas estas não são
necessariamente um sistema isolado: a energia pode ser transferida de fora para dentro
de um recipiente, ou vice-versa, na forma de trabalho. Já as paredes diatérmicas
permitem a transferência de energia na forma de calor.[3]
2.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
2.1 Determinação do calor da reação de:
Reação química 1:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) ∆H1= X1 cal
Lavou o calorímetro com água destilada. Mediu-se 200 mL de água destilada em
uma proveta e transferiu o mesmo para o calorímetro, agitou-se o mesmo até a
temperatura se tornar constante e mediu a temperatura com o auxílio de um termômetro.
Pesou-se aproximadamente 4 g de NaOH, transferiu para o calorímetro e tampou-se o
mesmo. Agitou-se até que o NaOH se dissolvesse totalmente na água e mediu-se a
temperatura com o auxílio de um termômetro.
2.2 Determinação do calor da reação:
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H2= X2 cal
Lavou-se o calorímetro com água destilada. Mediu-se 200 mL de HCl 0,50 mol. L -1
em uma proveta, transferiu-se para o calorímetro e mediu-se a temperatura com o
termômetro. Pesou-se novamente 4 g de NaOH, transferiu para o calorímetro e tampou.
Agitou-se esta solução até a total dissolução do NaOH e mediu-se a temperatura com o
auxílio de um termômetro.
2.3 Determinação do calor da reação:
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H3= X3 cal
Lavou-se o calorímetro com água destilada. Mediu-se 100 mL de HCl 1,0 mol. L -1
em uma proveta, mediu-se a temperatura com o termômetro e transferiu-se para o
calorímetro. Mediu-se 100 mL de NaOH 1,0 mol. L-1 em um proveta, lavou-se termômetro
com água destilada e secou o mesmo, mediu-se a temperatura de NaOH, transferiu para
o calorímetro e tampou. Agitou-se esta solução até a total dissolução de NaOH. Lavou-se
mais uma vez o termômetro com água destilada, secou e mediu-se a temperatura da
solução contida no calorímetro.
3.RESULTADO E DISCUSSÕES:
3.1 Determinação do calor da reação de:
Reação 1: NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Tabela 1—Temperatura, massa e volume obtido no processo de dissolução do NaOH em
água:
H2O NaOH Na+ + OH-
Temperatura
(°C) 26,0 25,0 30,0
Volume (mL) 200,0 - -
Massa (g) 200,0 3,9940 -
Determinação da quantidade de calor:
Dados: 
Calor específico da água: 4,18 J/g.°C
Massa molar de NaOH: 40 g/mol
Densidade da água: 1 g/mL
d=m
v
1 g
mL
= m
200mL
m=200 gdeágua
∆T=T final−T inicial
∆T=30℃−25℃
∆T=5℃
q=m .c .∆T
q=200g x 4,18 J
g .℃ x5℃
q=4180 J ou4,180KJ
1 mol de NaOH – 40 g de NaOH
X – 3,9940 g de NaOH
X = 0, 09985 mol de NaOH
∆ H= 4,180KJ
0,09985mol
∆ H=−41,86 KJ
mol
O processo de dissolução de NaOH em água foi feito através do calorímetro
simples, portanto, é possível obter a temperatura da solução diretamente com o um
termômetro, e de acordo com a tabela 1 obteve-se um aumento da temperatura ao
adicionar o NaOH na água, então pode-se dizer que este é um processo exotérmico, isto
é, ocorreu a liberação de calor quando o mesmo dissolveu em água e a entalpia da
reação será negativa. Através dos cálculos acima, pode-se perceber que para obter o
valor da entalpia determinou-se a quantidade de calor da reação com os dados da água,
pois a água absorve o calor que o NaOH libera, então, utilizou-se o calor específico, a
massa da água e a variação de temperatura da solução. Pode-se analisar que se obteve
a massa da água através a densidade do mesmo, pois, experimentalmente obteve-se
apenas o volume do mesmo. A quantidade de água determinada é para 0, 09985 mol de
NaOH e necessita-se da quantidade de calor apenas para 1 mol de NaOH, portanto,
dividiu-se a quantidade de calor encontrado pela quantidade de mol de NaOH utilizado,
então obteve-se o valor da entalpia para a reação 1:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) ∆H1= - 41,86KJ/mol
3.2 Determinação do calor da reação:
Reação2: NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Tabela 2 – Temperatura, massa e volume obtido na reação de neutralização de NaOH e
HCl:
HCl NaOH Na+ + Cl-
Temperatura
(°C) 26,0 26,0 36,0
Volume (mL) 200,0 - -
Massa (g) 236,0 4,1085 -
Determinação da quantidade de calor:
Dados:
Calor Especifico de HCl: 1,18 cal/g.°C
Densidade de HCl: 1,18 g/mL
Calor Especifico do NaOH: 0,97 cal/g.°C
Massa molar de NaOH: 40 g/mol
dHCl=
m
v
1,18 g
mL
= m
200mL
m=236 gde HCl
q=cc . (T f−T i)+mHCl .cHCl .(T f−T i )+mNaOH . cNaOH .(T f−T i)
q=1cal℃ x (36℃−26℃)+236g x
1,18cal
g .℃ x (36℃−26℃)+4,105 g x
0,97cal
g .℃ x (36℃−26℃)
q=10cal+2784,8cal+39,82cal
q=2834,62cal
1 cal – 4,184 J
2834,62 cal – x 
X = 11860,05 J ou 11,86 KJ
1 mol de NaOH – 40 g de NaOH
X – 4,1085 g de NaOH
X = 0,1027 mol de NaOH
∆ H= 11,86 KJ
0,1027mol
∆ H=−115,5KJ /mol
Os reagentes NaOH e HCl são uma base e um ácido forte, portanto ocorrerá uma
reação de neutralização, obtendo sal no produto. Ao observar a reação, pode-se perceber
que a solução de NaOH não está na forma de íons, portanto ocorrerá liberação de calor
tanto para a dissociação de NaOH e a formação de sal, e de acordo com a tabela 2
obteve-se um aumento na temperatura, portanto, a entalpia da reação 2 será negativa. Ao
comparar os cálculos da reação 1 com a reação 2 pode-se perceber que para a
determinação da quantidadede calor da reação 2 obteve-se a soma da quantidade de
calor do calorímetro, que utilizou o calor específico da água, com a soma da quantidade
de calor de HCl e NaOH, por ser uma reação de neutralização, onde dois reagentes
liberarão calor para formar outro produto. Assim como a reação 1, a quantidade de
matéria obtida foi para 0,1027 mol de NaOH, portanto, dividiu-se a quantidade de calor
com a quantidade de matéria e obteve-se o valor da entalpia para 1 mol de NaOH.
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H2= -115,5 KJ/mol
2.3 Determinação do calor da reação:
Reação 3:Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 
Tabela 3: Massa, volume e temperatura obtida na reação de neutralização de NaOH e
HCl:
HCl NaOH Na+ + Cl-
Temperatur
a (°C) 26,00 26,00 31,00
Volume
(mL) 100,0 100,0 -
Massa (g) 118,0 102,0 -
Determinação da quantidade de calor:
Dados:
Calor Especifico de HCl: 1,00 cal/g.°C
Densidade de HCl: 1,18 g/mL
Calor Especifico do NaOH: 0,97 cal/g.°C
Densidade de NaOH: 1,02 g/mL
Massa Molar de NaOH: 40 g/mol
dHCl=
m
v
1,18 g
mL
= m
100mL
m=118 gde HCl 
dNaOH=
m
v
1,02 g
mL
= m
100mL
m=102gde NaOH
q=C c .(T f−T i )+mHCl .cHCl .(T f−T i)+mNaOH .cNaOH .(T f−T i )
q=1cal℃ x (31℃−26℃)+118gx
1cal
g .℃x (31℃−26℃)+102 g x
0,97 cal
g .℃ x (31℃−26℃)
q=5cal+590 cal+494,7 cal
q=1089,7cal
1 cal – 4,184 KJ
1089,7 cal – x
X = 4559 J ou 4,559 KJ
1 mol de NaOH – 40 g de NaOH
X – 102 g de NaOH
X = 2,55 mol de NaOH
∆ H=4,559KJ
2,55mol
∆ H=−1,79KJ
mol
Ao contrário da reação 2, na reação 3 o NaOH está na forma de íons, portanto, a
quantidade de calor liberada nesta reação será menor que a reação 2, e como todas as
outras reações ocorreu o processo exotérmico, devido a formação do sal, então, sua
entalpia será negativa. Para a determinação da quantidade de matéria utilizou-se a
mesma relação da reação 2, pois, são dois reagentes que liberarão calor para a formação
de sal no produto. A quantidade de calor determinada foi divida pela quantidade de mol de
NaOH, porque assim como todas as reações deve-se expressar a entalpia pela
quantidade de calor por um mol de NaOH.
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H3= -1,78KJ/mol
Comparação de ∆H2 com a soma de ∆H1 + ∆H3:
∆ H x=∆ H1+∆H 3
∆ H x=
−41,86KJ
mol
+−1,79KJ
mol
∆ H x=
−43,7KJ
mol
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
+
 Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
______________________________________________________________________________________ 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆Hx= -43,7 KJ/mol
x=
−115,5KJ
mol
+−43,7KJ
mol
2
x=−79,6KJ
mol
Diferença percentual de ∆H2 com a soma de ∆H1 + ∆H3:
−1,78KJ
mol
−79,6KJ
mol x 100=2,24
De acordo com a lei Hess torna-se possível somar a reação química 1 com a
reação química 3 e obter o resultado da reação química 2, então, pode-se dizer que
teoricamente a soma de ambas entalpias deveria ser igual a entalpia 2, mas de acordo
com os cálculos acima não obteve-se os valores esperados, com uma diferença de 3,39
% nas entalpias, isto é, uma diferença percentual pequena demonstrando que o valor
experimental ficou próximo ao valor teórico da entalpia 2, portanto, pode-se entender que
obteve-se um pequeno erro experimental na hora de avaliar a temperatura ou na
pesagem de NaOH, pois, o mesmo é higroscópio e a energia na forma de calor é uma
propriedade extensiva, ou seja, depende da quantidade de amostra.
4.CONCLUSÃO:
Pode-se inferir que os resultados foram satisfatórios, pois foi possível compreender
a importância da termodinâmica no âmbito da termoquímica observando os fenômenos,
sendo eles a quantidade e a variação de calor liberada ou absorvida em cada reação,
demonstrando, respectivamente, se estas requeridas são exotérmicas ou endotérmicas a
partir das medições, cálculos e valores de entalpia executados e obtidos.
5.REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICAS:
[1].RUSSEL, J. B. Química geral, 2°ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol.: 1
Pág.: 111 a 127;
[2].ATKINS, P.; PAULA, J. D. Físico-química 9° ed. Tradução de E. C. D. Silva, M. J. E. D.
M. Cardoso e O. E. Barcia. Rio de Janeiro: LTC 2014. Pág.: 36 a 38;
[3].ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida e o meio
ambiente. 5º ed. Tradução de R. B. de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2012. P. 236 a
244;