Relatório de Química II Termodinâmica 2

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
TERMODINÂMICA II
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
MATHEUS HENRIQUE GÓES (201313116)
ILHÉUS-BAHIA
2013
DANIEL BORGES DA SILVA (201310113)
LUCAS NASCIMENTO MOREIRA (201310114)
MATHEUS HENRIQUE GÓES (201313116)
TERMODINÂMICA II
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET835 – QUÍMICA GERAL II. Turma P03. Dia de execução do experimento: 16 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
1	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.
	A variação de calor associada a uma transformação química, à pressão constante, é conhecida como entalpia de reação (, que é definida como sendo a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação ( e a quantidade de calor inicial (.
	Quando uma transformação ocorre com absorção de energia, ou seja, > 0, ela é chamada de endotérmica, e quando ocorre com liberação de energia, ou seja, < 0, ela é chamada de exotérmica.
	Uma importante contribuição para a termodinâmica foi dada pelo químico suíço Germain Hess, em 1840. Ele estabeleceu que a troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é independente do caminho escolhido para a reação e dos estágios intermediários os quais a reação procede, ou seja, é uma função de estado. Em outras palavras, pode–se considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas (equações algébricas). 
2	OBJETIVO
	Verificar experimentalmente a Lei de Hess, através dos conceitos da termodinâmica.
3	MATERIAIS E MÉTODOS
	3.1 Materiais
1 calorímetro;
1 proveta de 250 mL;
1 termômetro;
1 agitador magnético;
2 béqueres de 250 mL
4,11 g de sólido;
1 vidro de relógio;
Água destilada;
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. Aferiu-se a temperatura desta quantidade de água com um termômetro, que marcou 23º C. Logo após, outras 100 mL de água foi medida em uma proveta, transferida para um béquer e aquecida em um agitador magnético até atingir a temperatura de 70º 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 47º C.
	Na segunda parte do experimento, 50 mL de água destilada a temperatura ambiente foi coletada e despejada no calorímetro. Logo após, pesou-se numa balança analítica 2,03 g de sólido, utilizando um vidro de relógio. Em seguida, esta substância foi transferida para dentro do calorímetro com água. O calorímetro foi agitado levemente para dissolver todo o hidróxido de sódio nele contido, e após um minuto, mediu-se a temperatura do sistema, que foi de 32°C.
	Na última parte do procedimento, 50 mL de solução aquosa de , 1,0 mol/L foi coletada e colocada no calorímetro inicialmente vazio. Após um minuto, mediu-se a temperatura desta substância no interior do calorímetro, que foi de 23°C. Em seguida, pesou-se numa balança analítica 2,08 g de sólido, utilizando um vidro de relógio. Logo após, introduziu-se esta substância no calorímetro com a solução de . Agitou-se levemente o calorímetro para dissolver todo o hidróxido de sódio contido nele, e após um minuto, mediu-se a temperatura do sistema, que foi de 41°C.
4	RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Calculou-se incialmente a capacidade calorífica do calorímetro, que foi obtida através da calibração do mesmo utilizando água fria à 23ºC e água quente à 70ºC. Sabendo que a temperatura de equilíbrio da mistura no interior do calorímetro foi de 47°C, e considerando que a soma dos calores cedido e recebido é igual à zero após o equilíbrio, tem-se que:
	Onde: = temperatura de equilíbrio; = temperatura inicial; = água fria; = água quente; = calorímetro.
	Considerando a densidade da água 1g/cm³ e o valor do calor específico da água 4,186J/g°C, como indicado no roteiro, e utilizando os valores obtidos experimentalmente, tem-se que a capacidade calorífica do calorímetro é:
	Depois de calcular a capacidade calorífica do calorímetro, foi possível determinar a entalpia de dissolução do em água, dada pela equação:
	Para o cálculo deste calor de dissolução, tem-se que a soma dos calores cedido e recebido é igual à zero:
	Onde: = temperatura de equilíbrio; = temperatura inicial; = água fria; = dissolução; = calorímetro; ambiente.
	Substituindo os valores obtidos experimentalmente e considerando a densidade da água 1g/cm³, o valor do calor específico da água 4,186J/g°C, a massa molar do 40g/mol e o calor específico do 59,54 J/molK, como indicado no roteiro, tem-se que o calor de dissolução é:
	Na última parte deste experimento, analisou-se uma reação de dissociação e neutralização, descrita pela seguinte equação química:
	Para calcular o calor do processo, tem-se que:
	Onde: = calor de reação; = temperatura de equilíbrio; = temperatura inicial; = solução de 𝐻𝐶𝑙; = calorímetro.
	Substituindo os valores obtidos experimentalmente e considerando a massa molar do 40g/mol, o calor específico do 59,54 J/molK, e para a solução a mesma densidade da água (1 g/cm³) e aproximadamente o mesmocalor específico da água (4,186 J/g°C), como indicado no roteiro, tem-se que o calor do processo é:
	Observação: O relatório feito para o experimento de Termodinâmica I determinou o calor da reação de neutralização do e (para 0,05 mol de cada íon), que foi -2,90 kJ. Este resultado será usado para verificar a Lei de Hess neste experimento.
	O calor da reação de dissolução e neutralização (entre o e o ), segundo a Lei de Hess, nada mais é do que a soma dos calores da reação de dissolução e da reação de neutralização destas substâncias. Sendo assim, tem-se que:
	E, portanto, 
	Substituindo os valores obtidos experimentalmente, para o e , obtemos o valor esperado para o : 
	A Lei de Hess será verificada comparando este valor com o valor da entalpia que foi obtido analisando a reação separadamente (-5401,251 J).
	
5	CONCLUSÃO
	Através deste experimento foi possível concluir que o método utilizado para verificar a Lei de Hess foi relativamente eficaz, visto que o valor do calor de reação encontrado na análise da reação de dissolução e neutralização entre o NaOH e HCl (-5401,252 J) foi próximo do valor do calor de reação encontrado para esta mesma reação utilizando a Lei Hess (-5909,542 J), ou seja, a soma dos calores da reação de dissolução e da reação de neutralização das mesmas substâncias. A pequena diferença entre estes valores pode ser considerada aceitável, considerando que o calorímetro utilizado, bem como as condições para a realização do experimento, não foram totalmente ideais.
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.