Pratica_3_-_Calor_de_Solucao

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UENF 
Universidade Estadual 
do Norte Fluminense 
 
 
Centro de Ciência e Tecnologia 
 
 
Laboratório de Ciências 
Químicas 
 
QUÍMICA GERAL II – EXPERIMENTAL 
 
 
TERCEIRA PRÁTICA: Entalpia ou calor de solução 
 
Objetivos: Verificar a variação de energia quando um soluto é dissolvido em um solvente. Observar 
se ocorre absorção ou liberação de calor através da medida da variação de temperatura durante o 
processo de solubilização. Associar a variação de temperatura com entalpia molar de solução 
(∆Hsol) para diversos solutos. Estimar a capacidade calorífica do sistema experimental. 
 
Materiais: 
- 4 erlenmeyers de 100 mL 
- 1 termômero escala 0 a 100ºC 
- 1 proveta de 50 mL 
- 1 bastão de vidro 
- 1 pissete 
- 1 espátula 
- 1 becker de 500 mL 
- balança analítica 
 
 
 
 
 
Reagentes: 
- Água destilada 
- Nitrato de potássio (≈5g) 
- Nitrato de sódio (≈5g) 
- Iodeto de potássio (≈5g) 
- Cloreto de potássio (≈5g) 
- Cloreto de amônio (≈5g) 
- Nitrito de sódio (≈5g) 
- Cloreto de sódio (≈5g) 
- Acetato de amônio (≈5g) 
- Iodeto de sódio (≈5g) 
- Acetato de sódio (≈5g) 
- Hidróxido de sódio (≈5g) 
- Hidróxido de potássio (≈5g) 
 
Procedimento: 
 
1) Em 1 erlenmeyer colocar 50 mL de água destilada. Com o termômetro medir a temperatura da 
água (Tinicial). Deixar o termômetro imerso neste erlenmeyer. 
2) Em 1 erlenmeyer pesar aproximadamente 5 g de Nitrato de potássio (m (g)). Retire o termômetro 
da solução de água destilada e coloque no erlenmeyer contendo o soluto. Com uma proveta 
adicionar 50 mL de água destilada sobre o soluto, agitar. Após a solubilização anotar a 
temperatura da solução (Tfinal). Observe com o tato se a solução fica quente ou fria. Lave o 
termômetro e coloque-o novamente no erlenmeyer contendo somente água destilada. Anote a 
temperatura da água destilada. 
3) Em 1 erlenmeyer pesar aproximadamente 5 g de Hidróxido de sódio (m (g)). Retire o termômetro 
da solução de água destilada e coloque no erlenmeyer contendo o soluto. Com uma proveta 
adicionar 50 mL de água destilada sobre o soluto, agitar. Após a solubilização anotar a 
temperatura da solução (Tfinal). Observe com o tato se a solução fica quente ou fria. Lave o 
termômetro e coloque-o novamente no erlenmeyer contendo somente água destilada. Anote a 
temperatura da água destilada. 
4) Em 1 erlenmeyer pesar aproximadamente 5 g do reagente que for fornecido ao seu grupo (m 
(g)). Retire o termômetro da solução de água destilada e coloque no erlenmeyer contendo o 
soluto. Com uma proveta adicionar 50 mL de água destilada sobre o soluto, agitar. Após a 
solubilização anotar a temperatura da solução (Tfinal). Observe com o tato se a solução fica 
quente ou fria. 
5) Com os resultados obtidos por cada grupo, consolidar os dados em forma de tabela. 
 
Questionário 3 
 
Nome:______________________________________ Matrícula:______________ Turma:_____ 
 
 
1 – Com os dados obtidos experimentalmente calcular ∆T por grama de soluto (dividir o valor de ∆T 
pela massa de soluto utilizada). 
 
2 – Calcular ∆T por mol de soluto. 
 
3 – Fazer um gráfico ∆T x ∆Hsol. Fazer a regressão linear dos dados experimentais, traçar a reta 
teórica e calcular o coeficiente angular da reta. 
 
4 – Calcular os valores experimentais de ∆E em kJ/mol para cada soluto utilizando o valor do 
coeficiente angular do gráfico como Cp. 
 
Preparar uma tabela com os valores encontrados em 1, 2 e 4 para todos os compostos. 
 
5 – Discussão: analisar os resultados e fazer observações sobre a espontaneidade da reação em 
relação ao comportamento de cada soluto (exotérmico/endotérmico). Incluir as reações de 
solubilização para cada sal. Associar os resultados obtidos com os princípios teóricos da bomba 
calorímetrica e com as relações: 
qv = Χpi∆T onde Cp = capacidade calorífica de um calorímetro (kJ.ºC-1) 
∆E = qv 
Comparar os valores de ∆E com os valores tabelados de ∆H de solubilização. 
Discutir as possíveis fontes de erro experimentais responsáveis pela diferença entre os valores 
teóricos e os valores obtidos experimentalmente.