Pratica_4_-_Calor_de_Reacao

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UENF 
Universidade Estadual 
do Norte Fluminense 
 
 
Centro de Ciência e Tecnologia 
 
 
Laboratório de Ciências 
Químicas 
 
QUÍMICA GERAL II – EXPERIMENTAL 
 
 
QUARTA PRÁTICA: Calor de reação 
 
Teoria 
 
Qualquer reação química é acompanhada pela absorção ou liberação de energia, 
normalmente sob a forma de calor. Quando esta energia é medida sob pressão constante, ela é 
chamada de entalpia. 
Chama-se de “variações de entalpia” as variações de energia ocorridas nas reações, medidas 
sob pressão constante, e representa-se por: 
 
∆H = Hp - Hr , onde: 
 
∆H = variação de entalpia da reação (calor de reação); 
Hp = entalpia dos produtos; 
Hr = entalpia dos reagentes. 
 
De acordo com a variação de entalpia, as reações químicas podem ser classificadas em 
endotérmicas e exotérmicas. 
 
Reações endotérmicas: 
Muitas reações, para se processarem, necessitam de um fornecimento externo de energia, 
que, entre outras formas, pode se manifestar pela diminuição da temperatura do sistema devido ao 
consumo de calor. Esta absorção de energia indica que a energia dos produtos é maior que a 
energia dos reagentes. Para a reação: 
A + B + x cal → C + D 
podemos concluir que ∆H é maior que zero, ou seja, ∆H = + x cal. 
 
Reações exotérmicas: 
Outras reações, ao se processarem, liberam energia sob a forma de calor, que geralmente se 
manifesta por aumento na temperatura do sistema. Esta liberação de calor indica que a energia dos 
produtos é menor que a energia dos reagentes. Para a reação: 
 
A + B → C + D + x cal 
podemos concluir que ∆H é menor que zero, ou seja, ∆H = - x cal. 
 
Os cálculos termoquímicos são feitos com base na Lei de Hess, que nos diz: “O efeito térmico 
global de um processo químico é a soma dos efeitos térmicos de todas as etapas intermediárias do 
processo”. 
 
 
 
Exemplo: a formação do dióxido de carbono por dois processos (Figura 1). 
 
1. Em duas etapas sucessivas: 
 
C
 (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆Hºa = -26,4 kcal.mol-1 
CO
 (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºb = -67,6 kcal.mol-1 
 
 
2. Em uma única etapa, o processo é a soma das duas reações sucessivas, representada pela 
reação destacada abaixo. Logo, o ∆Hº desta reação é a soma dos valores de ∆Hº das duas 
primeiras reações. 
 
C
 (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºc = -94,0 kcal.mol-1 
 
 
Figura 1. Formação do CO2 por dois processos. 
 
 
Objetivos: Verificar a variação de energia quando ocorre uma reação química. Aplicação da Lei de 
Hess. 
 
Materiais: 
- 1 erlenmeyer de 250 mL 
- 1 termômero escala 0 a 100ºC 
- 2 provetas de 100 mL 
- 1 bastão de vidro 
- 1 pissete 
- 1 espátula 
- 1 becker de 50 mL 
- 1 becher de 500 mL 
- balança analítica 
 
 
 
Reagentes: 
- Água destilada 
- Hidróxido de sódio (2g) 
- Solução HCl 0,25 mol.L-1 (200 mL) 
- Solução HCl 0,5 mol.L-1 (100 mL) 
- Solução NaOH 0,5 mol.L-1 (100 mL) 
 
 
 
 
 
-100
-80
-60
-40
-20
0
∆
H
 
(kc
al
)
∆Hºa
C (s) + O2 (g) 
∆Hºb
∆Hºc
CO (g) + ½ O2 (g) 
CO2 (g)
Procedimento: 
 
Na determinação do calor de reação, você vai usar um erlenmeyer de 250 mL, que vai ser o 
calorímetro simples, e poderá admitir que o calor da reação modificará apenas a temperatura da 
solução aquosa e do frasco, porque são desprezadas pequenas perdas de calor para o ambiente. 
Não é necessário determinar a massa de água usada, porque você sabe que 1,0 mL de água 
tem a massa aproximada de 1,0 g e você vai determinar o volume com aproximação de 1 mL. 
As variações de temperatura devem ser determinadas com aproximação de 0,2ºC. 
A partir das variações de temperatura e das massas dos reagentes, você pode calcular o 
número de calorias desprendidas ou absorvidas com a relação: 
Q = m . c . ∆T, na qual: 
Q - é a quantidade de calor absorvida ou desprendida por um corpo; 
M - é a massa do corpo; 
c - é o calor específico do corpo; 
∆T - é a variação de temperatura que o corpo sofreu. 
 
 Define-se uma caloria como a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 
um grama de água de 14,5ºC a 15,5ºC, sendo este o calor específico da água. Para alterar de 1ºC a 
temperatura de 1 g de vidro, precisa-se de 0,2 calorias, sendo este o calor específico do vidro. 
 
Você vai medir e comparar o calor envolvido em três reações e aplicar a Lei de Hess. 
 
Reação 1: Hidróxido de sódio sólido dissolvendo-se em água e formando solução aquosa de íons 
(∆H1). 
 
Reação 2: Hidróxido de sódio sólido reagindo com ácido clorídrico diluído, formando água e solução 
aquosa de cloreto de sódio (∆H2). 
 
Reação 3: Solução de hidróxido de sódio sólido reagindo com ácido clorídrico diluído, formando 
água e solução aquosa de cloreto de sódio (∆H3). 
 
Parte I: Determinação do calor da reação 1. 
1. Determine a massa de um frasco erlenmeyer de 250 mL limpo e seco, com aproximação de 
0,1 g. 
2. Coloque no frasco 200 mL de água destilada. Agite cuidadosamente com um termômetro, até 
que toda a água esteja a uma temperatura uniforme (aproximadamente a temperatura 
ambiente). Anote esta temperatura com aproximação de 0,2ºC. 
3. Transfira 2,0 g de hidróxido de sódio, NaOH
 (s), para o frasco e dissolva com o auxílio de um 
bastão de vidro. Nunca use o termômetro para esta finalidade. Introduza o termômetro no 
frasco e determine a temperatura extrema. Lave muito bem o frasco com água (não precisa 
secá-lo) e passe para a reação 2. 
 
Parte II: Determinação do calor da reação 2. 
1. Coloque 200 mL de HCl 0,25 mol.L-1 em um frasco erlenmeyer de 250 mL e anote a 
temperatura da solução. 
2. Repita a etapa 3 anterior. 
 
 
 
Parte III: Determinação do calor da reação 3. 
1. Coloque 100 mL de solução 0,5 mol.L-1 de HCl em um fraco erlenmeyer e numa proveta meça 
100 mL de solução 0,5 mol.L-1 de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura 
ambiente ou ligeiramente abaixo. Verifique isto com um termômetro. Lave o termômetro 
antes de passá-lo de uma solução para a outra. Anote as temperaturas. 
2. Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico. Misture com um 
bastão de vidro e anote a temperatura mais elevada que for atingida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questionário 4 
 
Nome:______________________________________ Matrícula:______________ Turma:_____ 
 
 
1. Para cada uma das reações, calcule a quantidade de calor absorvido pela solução e pelo frasco, a 
quantidade total de calor liberada pela reação, o número de moles de NaOH usados em cada reação 
e a quantidade de calor envolvida por mol de NaOH. Coloque estes dados em uma tabela como é 
apresentado abaixo; 
 
Reação ∆T (ºC) Calor 
absorvido 
pela solução 
(cal) 
Calor 
absorvido 
pelo frasco 
(cal) 
Calor 
liberado pela 
reação ∆H 
(cal) 
∆H 
(cal / mol 
NaOH) 
1 
2 
3 
 
2. Compare o valor de ∆H2 com o valor da soma de ∆H1 e ∆H3 e explique os resultados. 
 
3. Calcule a diferença percentual entre ∆H2 e ∆H1 + ∆H3, admitindo que ∆H2 esteja correto. 
 
4. Escreva as equações iônicas representativas para as reações 1, 2 e 3. 
 
5. Na reação 1, ∆H1 representa o calor de dissolução do NaOH (s). Observe as equações iônicas 
representativas para as reações 2 e 3 e encontre um significado para ∆H2 e ∆H3. 
 
6. Se você usasse 4 g de NaOH
 (s) na reação 1, quantas calorias teriam sido liberadas? Que 
conseqüências isto teria sobre o valor de ∆H1 por mol?