Relatório de Química TERMODINÂMICA I

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
TERMODINÂMICA I
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
ILHÉUS-BAHIA
2013
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
TERMODINÂMICA I
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET835 – QUÍMICA GERAL II. Turma P03. Dia de execução do experimento: 02 DE SETEMBRO DE 2013.
Professor: Marcelo Franco
ILHÉUS-BAHIA
2013
SUMÁRIO
1	INTRODUÇÃO	4
2	OBJETIVO	5
3	MATERIAIS E MÉTODOS	5
3.1	Materiais e Reagentes	5
3.2	Métodos	5
4	RESULTADOS E DISCUSSÃO	6
5	CONCLUSÃO	8
6	RESPOSTAS DO QUESTIONÁRIO	8
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	8
INTRODUÇÃO
	A termodinâmica é uma ciência experimental, pois foi através da observação de fenômenos físico-químicos que foram elaboradas as leis básicas, conhecidas como a Lei Zero, a Primeira, a Segunda e a Terceira Leis da Termodinâmica. A Termodinâmica se propõe a resolver, normalmente, problemas que envolvem a determinação do valor do calor ou trabalho (formas de energia) necessário ou liberado numa transformação, ou as mudanças de estado de uma substância ou mistura provocadas pela transferência de calor ou pela realização de trabalho. Porém, a aplicação da termodinâmica não permite a determinação da dinâmica dos processos, ou seja, a determinação de quão rápidos se estabelecem os estados finais de equilíbrio, pois este assunto é o objeto de estudo da cinética e dos fenômenos de transporte. 
	A termodinâmica é o ramo da físico-química que estuda as mudanças nas condições (estado) das substâncias puras ou de misturas a partir de alterações em sua temperatura, pressão e estado de agregação. Ela estabelece, também, os princípios fundamentais para a compreensão dos processos pelos quais as misturas podem ser separadas ou reagir entre si para gerar de calor e trabalho.
	Para analisar os ganhos e perdas de calor envolvido em processos químicos e físicos é necessário antes definir o que é calor e calor específico de uma substância. Calor é a energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles, e calor específico é uma grandeza física intensiva que define a variação térmica de determinada substância ao receber determinada quantidade de calor. O aparelho utilizado para verificar as trocas de calor entre as substâncias é o calorímetro, sendo o mais simples deles o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior deste calorímetro, a água que ele contém sofre uma alteração em sua temperatura. Sendo assim, baseando-se na variação de temperatura de um sistema é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida no processo através da expressão:
	Onde é a quantidade de calor; é a massa da substância; é o calor específico da substância e é a variação de temperatura.
2	OBJETIVO
	Determinar a entalpia de neutralização de um ácido forte e uma base forte através dos conceitos de termodinâmica.
3	MATERIAIS E MÉTODOS
 3.1	Materiais e Reagentes
1 calorímetro;
1 proveta de 250 mL;
2 béqueres de 100 mL;
2 béqueres de 250 mL;
1 termômetro;
1 agitador magnético;
Água destilada;
50 mL de solução aquosa de , 1,0 mol/L;
50 mL de solução aquosa de , 1,0 mol/L.
 3.2 	Métodos
	A primeira parte do procedimento experimental foi a calibração do calorímetro de água. Inicialmente, 100 mL de água à temperatura ambiente foi medida em uma proveta e colocada no calorímetro. Com um termômetro aferiu-se a temperatura desta quantidade de água, que foi 23º C. Logo após, mais 100 mL de água foi medida em uma proveta, transferida para um béquer e aquecida com o auxílio de um agitador magnético até atingir a temperatura de 50º C. Após isso, a água aquecida foi colocada no interior do calorímetro, junto com a água fria. Depois da estabilização do sistema, a temperatura da mistura no interior do calorímetro foi medida com um termômetro, que marcou 37º C.
	Na segunda parte do experimento, 50 mL de solução aquosa de foi medida em uma proveta e transferida para o calorímetro, aferindo sua temperatura, que foi 23ºC. Logo depois, 50 mL de solução aquosa de foi medida e transferida para um béquer, novamente aferindo a temperatura, que foi 22º C. Feito isso, adicionou-se a solução de à solução de no interior do calorímetro, agitando-o em seguida. Após alguns segundos, aferiu-se a temperatura da solução, que estava constante em 29º C.
4	RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Incialmente calculou-se a capacidade calorífica do calorímetro, que foi obtida através da calibração do mesmo utilizando água fria (23º C) e quente (50º C). Baseando-se na temperatura de equilíbrio da mistura no interior do calorímetro (37º C) e considerando que a soma dos calores cedido e recebido é igual à zero após o equilíbrio, então:
	Onde: = temperatura de equilíbrio; = temperatura inicial; = água fria; = água quente; = calorímetro.
	Substituindo os valores obtidos experimentalmente e considerando a densidade da água 1g/cm³ e o valor do calor específico da água 4,186J/g°C, como indicado no roteiro, tem-se que a capacidade calorífica do calorímetro é:
	Após a determinação da capacidade calorífica do calorímetro, foi possível realizar os cálculos para obter o valor a entalpia de neutralização de um ácido forte () e uma base forte (). Essa entalpia de neutralização é o calor à pressão constante que é liberado em uma reação de neutralização de 1 mol de íons por 1 mol de íons .
	Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se quase completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da água (com sinal contrário). Resumidamente, a reação de neutralização entre eles é dada por:
Sendo assim, a entalpia de neutralização entre ácidos fortes e bases fortes é constante, e seu valor é -57,8 kJ por mol de água formado (indicado no roteiro de prática).
	Para calcular o calor de reação obtido no experimento, tem-se novamente que a soma dos calores cedido e recebido é igual à zero após o equilíbrio:
	Onde:= calor de reação; = temperatura de equilíbrio; = temperatura inicial; = solução de ; = solução de ; = calorímetro.
	Considerando para as duas soluções a mesma densidade da água (1 g/cm³) e aproximadamente o mesmo calor específico da água (4,186 J/g°C), como indicado no roteiro, e sabendo que a capacidade calorífica do calorímetro é de 29,9 J/°C, substitui-se os valores da temperatura inicial da solução de (23 °C), da solução de (22 °C) e a temperatura de equilíbrio após adicionar as duas soluções no interior do calorímetro (29º C constantes), obtendo o calor da reação:
	Para calcular o valor teórico esperado para esta reação (50 mL de solução aquosa de 1,0 mol/L e 50 mL de solução aquosa de 1,0 mol/L), determinou-se o número de mols utilizados de cada substância. Como as duas soluções têm mesma concentração e mesmo volume, tem-se que o número de mols de ambas é:
	Pela estequiometria da reação, , nota-se que foram formados 0,05 mols de água. Como a entalpia desta reação é de -57,8 kJ/mol, para 0,05 mol o calor de reação será de:
5	CONCLUSÃO
	Foi possível concluir que o método do calorímetro, apesar de ser um método simples, é eficaz para a determinação das entalpias das reações, visto que o valor obtido para o calor liberado na reação de neutralização do e , -2,90 kJ (para 0,05 mol de cada íon), foi bem próximo do valor teórico esperado para esta reação, que é de -2,89 kJ (para 0,05 mol de cada íon). Esta pequena diferença entre estes valores pode ser explicada pelo fato de o calorímetro utilizado não ser um calorímetro ideal, além de possíveis erros no manuseio das substâncias no laboratório. Outra conclusão importante é sobre a calibração do calorímetro,que deve ser feita com bastante cuidado, pois o resultado obtido para a capacidade calorífica será utilizado em todas as outras experiências envolvendo o calorímetro.
6	RESPOSTAS DO QUESTIONÁRIO
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
Roteiro de aula prática utilizado em laboratório.