relatorio de ppratica de quimica geral B

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO
UNIDADE ACADÊMICA DE SERRA TALHADA
Coordenação de licenciatura em química
Prática 01
TERMOQUÍMICA
Reações Envolvendo Trocas De Calor
Aluno: Maria Leidiane Da Silva Medeiros
Disciplina: Química geral B
Professor: ----------------
Período: 2016.2
Serra Talhada - PE
20-09-2016
SUMÁRIO
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A termoquímica faz parte de um tópico mais amplo chamado termodinâmica, que é o estudo científico da Inter conversão de calor e outras formas de energia. As leis da termodinâmica orientam na compreensão da energética dos processos e da direção da sua evolução. 
Em termodinâmica, estudam-se as variações no estado de um sistema, que é definido pelos valores de todas as propriedades macroscópicas importantes, por exemplo, energia, temperatura, pressão e volume. Diz-se que energia, pressão, volume e temperatura são funções de estado – propriedades determinadas pelo estado do sistema, independentemente do modo como ele foi atingido. Em outras palavras, quando o estado de um sistema muda, a variação no valor de qualquer função de estado depende apenas do estado inicial e final do sistema e não do modo como a transformação ocorreu.
A termoquímica trabalha com a variação térmica que acompanham as reações químicas. Quando reações químicas ocorrem, energia é liberada e absorvida durante o processo e, normalmente, essa diferença de energia revela-se na forma de variação de calor.
De acordo com a mudança de temperatura, as reações podem ser classificadas como exotérmicas e endotérmicas.
Reações Endotérmicas: A reação ocorre com absorção de calor (endo = para dentro). Um exemplo é a fusão do gelo, que só é possível por meio da absorção de calor, que rompe as ligações de hidrogênio entre as moléculas de água, mudando-a do estado sólido para o líquido.
Nas reações endotérmicas o calor é representado na equação do lado dos reagentes, para mostrar que nesta transformação houve absorção de energia.
Reações Exotérmicas: Ocorre com liberação de calor (exo = para fora). Um exemplo típico deste tipo de reação são as reações de combustão. O carvão, por exemplo, quando queimado, libera calor. Todas as reações de combustão são exotérmicas.
        Nas reações exotérmicas, como se pode notar, o calor está representado na equação do lado dos produtos, o que significa que a transformação ocorreu com liberação de energia.
Um método para medir a variação de calor de uma reação é utilizando a equação para calcular a quantidade de calor .
Se soubermos o calor específico e a massa de uma substância, então a variação da temperatura da amostra (t) indica-nos a quantidade de calor (q) que foi absorvida ou liberada em um determinado processo. A equação para calcular a quantidade de calor é a seguinte:
A energia, segundo a Lei da Conservação de Energia, não pode ser criada e nem destruída, apenas transformada. Com isso, conclui-se que, quando a reação é exotérmica, a quantidade de calor nos produtos é maior que a dos reagentes, uma vez que o sistema liberou calor para o meio ambiente e que, quando a reação é endotérmica, a quantidade de calor dos produtos é maior que a dos reagentes, já que a reação absorveu calor. 
	Quando a substância passa do estado físico sólido para liquido e em seguida para gasoso, ocorre absorção de calor. Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre liberação de calor. Essa energia que vem das reações químicas é decorrente de rearranjo das ligações químicas dos reagentes transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molécula. Nas reações químicas não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a variação de entalpia (ΔH).  A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes. 
Existem vários tipos de entalpia: entalpia de mudança de estado físico, de combustão, de formação, de neutralização e de dissolução. Durante a prática não foram utilizados todos os tipos, somente dois deles: neutralização e dissolução.
A Entalpia de Dissolução É a quantidade de calor envolvida na dissolução de um 1 mol de uma determinada substância na quantidade de água necessária para solubilizá-la. Enquanto que Entalpia de Neutralização é Todas as reações que envolvem ácidos e bases são, no geral, exotérmicas. Entalpia de neutralização é a energia necessária para que 1 mol do íon H+ do ácido seja neutralizado por 1 mol de OH- da base.
Algumas definições importantes são: 
Calor (q)- Energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles. Pode ser adicionado ou removido de uma substância. É medido em calorias ou joules (1 Cal=4,18 J). 
Capacidade térmica (C)- É a capacidade de um corpo de mudar sua temperatura ao receber ou liberar calor. Ela é dada como a razão entre a quantidade de calor e a variação de temperatura, onde C é capacidade térmica do corpo (cal/ ºC). Q é quantidade de calor trocada pelo corpo e ΔT é a variação de temperatura do corpo. 
Calor específico (c)- É a capacidade específica de uma substância de mudar sua temperatura ao receber ou liberar calor para cada massa unitária que esta vier a se incluir. Isto quer dizer que a Capacidade Térmica de um corpo é dada pelo Calor Específico da substância que o compõe e sua massa. A unidade usual para determinar o calor específico é cal / g 0C. No sistema internacional usa-se J/K.kg 
Obs. Uma caloria (1 cal): é a quantidade de calor necessária para aquecer, sob pressão normal, 1,0 g de água de 14,5°C a 15,5°C. 
OBJETIVO
Fazer experiências que possibilitem calcular o calor de uma reação;
Revisar os conceitos de calorimetria e o conceito de variação entalpia introduzidos Durante as etapas experimentais;
Determinar o calor de neutralização (reação ácido-base) e calor de dissolução de sólidos. 
 MATERIAIS E MÉTODOS 
MATERIAIS UTILIZADOS
 
Erlenmeyer de 250 mL
Vidro de relógio
Bastão de vidro
Termômetro
Balança semi analítica
Proveta
 REAGENTES UTILIZADOS
Hidróxido de sódio sólido(NaOH) 
Ácido clorídrico (HCl) 0,5 mol.L-1
Ácido clorídrico (HCl) 0,25 mol.L-1
Água destilada 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
Etapa I – Determinação do calor de dissolução do Hidróxido de Sódio:
De inicio, pesamos um elernmeyer de 250 ml em uma balança semi analítica.
Acrescentou-se 50 ml de água destilada no elernmeyer e pesamos na balança semi analítica, subtraímos a massa do elernmeyer contendo água pela massa do elernmeyer vazio e encontramos a massa da água. Esperou-se 1 minuto e medimos a temperatura da água.
Em seguida, com um vidro relógio pesamos 0,5 g de hidróxido de sódio sólido e rapidamente transferimos para o frasco erlenmeyer contendo água.
Dissolvemos o naoh(s) com o auxilio do bastão de vidro e medimos a temperatura máxima atingida (Tf).
Por fim, Calculamos o calor absorvido pela solução e o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer). 
Etapa II - Determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido e reação com ácido clorídrico em solução aquosa:
De inicio, pesamos um elernmeyer de 250 mL em uma balança semi analítica. E anotamos a massa.
Acrescentou-se 50 mL de solução aquosa 0,25 mol/L de HCl no elernmeyer e pesamos na balança semi analítica, Aguardamos 1 minuto e medimos a temperatura da solução (ti).
Em um vidro de relógio, pesamos 0,5 g de hidróxido de sódio sólido e rapidamente transferimos para o frasco erlenmeyer contendo a solução de HCl com o auxílio de um bastão de vidro homogenizamos em seguidas introduzimos um termômetro para anotar a temperatura máxima atingida.
Calculamos o calor absorvido pela solução e o o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer). 
ETAPA III – determinação do calorde neutralização do hidróxido de sódio em solução aquosa com ácido clorídrico em solução aquosa. 
Pesamos um frasco erlenmeyer de 250 mL e anotamos a massa medida. Acrescentamos 25 mL de solução aquosa 0,5 mol/L de HCl ao erlenmeyer Aguardamos 1 minuto para medir a temperatura da solução. 
A seguir, acrescentar 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1 de NaOH à solução de HCl contida no erlenmeyer. 
Homogenizamos e Introduzimos um termômetro para anotar a temperatura máxima. 
Calculamos o calor absorvido pela solução resultante e o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer) 
RESULTADOS E DISCURSÕES 
 
ETAPA I – determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido.
Através de experimentos diários, o conceito de calor como sendo uma forma de energia que flui do mais quente para o mais frio, surge de maneira quase que intuitiva, por tanto o objetivo da etapa 1 é fazer o aluno observar a mudança de calor do hidróxido de sódio sólido (NaOH). 
Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente. A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. 
Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se certa quantidade de água fria (ex. 100 ml a ± 25°C) a uma determinada temperatura (Tf) em seu interior e mistura-se uma mesma quantidade de água (ex. 100 ml a ±70°C) outra temperatura mais quente (Tq). Mede-se a temperatura final (T), e calcula-se Ccal a partir da relação entre calor recebido (Qabsorvido) e calor cedido (Qcedido).
ETAPA II – determinação do calor de dissolução do Hidróxido de Sódio e reação com ácido Clorídrico em solução aquosa. 
A termoquímica, genericamente, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre. 
Vimos que a variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a pressão constante, é chamada de entalpia de reação (ΔH). A entalpia de uma reação entre um ácido forte e uma base é denominada calor de neutralização.
ETAPA III – determinação do calor de neutralização do hidróxido de sódio em solução aquosa com ácido clorídico em solução aquosa. 
As medidas de calor são executadas num calorímetro, no qual o calor de reação é medido pela mudança de temperatura da solução (ΔT) em ºc; multiplicado pela massa da solução e pelo calor específico (cal/gºc). 
Deve ser feita uma correção para o calor absorvido ou envolvido pelo calorímetro. Também, nos casos de apreciáveis diferenças de temperatura entre o calorímetro e o ambiente, e caso a vedação é insuficiente, é necessário realizar uma série de leituras de temperaturas e num gráfico utilizar estes valores em função do tempo de agitação, obtendo-se por extrapolação a correta variação de temperatura da reação. 
Como podemos observa nessa etapa do experimento, ao ver que a temperatura final foi diferente das outras, diminuindo com o acréscimo de mais um elemento químico. 
 
CONCLUSÃO
Concluímos que por meio desta experiência, pudemos observar a transmissão de calor de um elemento para outro, com aumento de calor com mais uma mistura, como é no caso da experiência 3 , que é uma determinação do calor de neutralização do hidróxido de sódio em solução aquosa com ácido clorídrico em solução aquosa. 
Pudemos observar também que a temperatura da água não se alterou devido a quantidade de calor necessária para a mudança de estado físico não ser o suficiente, Da mesma forma, podemos concluir que a temperatura dos elementos não imersos em água acompanharam a temperatura, tendo apenas uma pequena mudança na temperatura final. 
 
REFERENCIAS
ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BROWN, T.L.; LeMAY, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Editora Pearson, 2005.
CHANG, R. Química Geral – Conceitos Essenciais. 4. ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2007.
ANEXOS
CALCULOS :
ETAPA I
Calor absorvido pela água na dissolução de NaOH:
Dados:
c¹ água = 1 Cal gº C-1 Q¹ = m1c¹ΔT
M¹ água = 48,453g Q¹ = 48,453g.(1cal gºC-1). 3ºC
ΔT = 3ºC Q¹ = 145,359 cal
Calor absorvido pelo vidro: 
Dados;
c² vidro = 0,2 Cal gº C-1 Q² = m1c¹ΔT
M² vidro =88,380g Q² = 88,380g.(0,2cal gº C-1). 3ºC
ΔT = 3ºC Q² = 53,028 cal
(Q¹ + Q²) = 198,387cal 
ΔH =198,387cal 
 
	Massa do erlenmeyer(m2)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c2 (Cal gº C-1 )
	Q2 = m2.c2 .∆T (cal)
	88,380
	25
	28
	3
	0,2
	53,028
	Massa da água(m1)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c1 (Cal gº C-1 )
	Q1 = m1.c1 .∆T (cal)
	48,453
	25
	28
	3
	1,0
	145,359
Massa de NaOH(s) = 0,5045 g (Q2 + Q1 )= 198,387 cal
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 
0,5045 g de hidróxido de sódio; ou seja, 198,387 cal.
Complete a equação considerando a massa de NaOH utilizada na experiência:
água
NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq) + 198,387 cal
ETAPA II
Calor da dissolução de 0,5045g de NaOH em HCl:
Dados;
C¹ = 1,0 Cal gºC-1 Q¹ = m¹c¹ ΔT
M¹ = 32,657 de HCl Q¹ = 32,657g.(1,0cal gºC-1).5ºC
ΔT = 5ºC Q¹ = 163,285 cal
Calor absorvido pelo vidro;
Dados: 
C² = 0,2cal gºC Q² = m²c² ΔT
M² = 88,380g Q² = 88,380g.(0,2cal gºC).5ºC
ΔT = 5ºC Q² =88,380cal
(Q¹ + Q²) = 251,665 cal
ΔH = 251,665 cal
	Massa do erlenmeyer(m2)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c2 (Cal gº C-1 )
	Q2 = m2.c2 .∆T (cal)
	88,380
	25
	30
	5
	0,2
	88,380
	Massa da água(m1)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c1 (Cal gº C-1 )
	Q1 = m1.c1 .∆T (cal)
	32,657
	25
	30
	5
	1,0
	251,665
Massa de NaOH(s) = 0,5040 g (Q2 + Q1 )= 251,665 cal
O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução e reação de 0,05045 g de hidróxido de sódio com o HCl(aq); ou seja, 251,665 cal
Complete a equação considerando a massa de NaOH e a quantidade de HCl utilizados na experiência:
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + 251,665cal
ETAPA III
Calor de neutralização do NaOH em solução aquosa com HCl aquoso:
Dados;
M¹ = 45,156g Q¹ = m¹c¹ ΔT
C¹ = 1,0 cal gºC Q¹ = 45,156g.(1,0cal gºC).4ºC
ΔT = 4ºC Q¹ = 180,624cal
Calor absorvido pelo vidro:
Dados;
M² = 88,380g Q² = m²c² ΔT
C² = 0,2cal gºC Q² = 88,380g.(0,2cal gºC).4ºC
ΔT = 4ºC Q² = 70,704cal
(Q¹ + Q²) = 251,328cal 
ΔH = 251,328 cal 
	Massa do erlenmeyer(m2)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c2 (Cal gº C-1 )
	Q2 = m2.c2 .∆T (cal)
	88,380
	2630
	4
	0,2
	70,704
	Massa da água(m1)
	Ti (°C)
	Tf (°C)
	∆T(°C)
	c1 (Cal gº C-1 )
	Q1 = m1.c1 .∆T (cal)
	45,156
	26
	30
	4
	1,0
	180,624
 
Q2 + Q1 = 251,328 cal