fisquim Prática I Termoquímica

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Relatório da 1ª Aula Prática de Físico-Química
Título da prática: Termoquímica
Docente: Cinthia S. Soares
Discentes: Rodrigo Curty, Thaís Hipólito, Vitor Yu Zhu, Victor Hugo Gomes, Yan Mendonça.
Data de realização da aula prática: 05/11/2013
Data de entrega do relatório: 12/11/2013
Introdução
A termoquímica é o ramo da química que estuda as energias (calor) envolvidas em reações químicas ou mudanças físicas. 
Na termodinâmica, entalpia é definida como uma grandeza extensiva que representa a quantidade de energia interna contida em um sistema, e é dada pela seguinte expressão:
∆H = ∆U + P∆V
Numa dada reação sob pressão constante, a variação de entalpia pode ser expressa pela diferença entre a entalpia dos produtos menos a dos reagentes, sendo assim, corresponde ao calor envolvido no processo.
A entalpia padrão de formação (Hf0), ou calor de formação de um composto químico corresponde à variação de entalpia da reação de formação do composto, a partir dos reagentes ou espécies que o compõem. Ou seja, é a energia liberada ou absorvida pela reação de formação de compostos.
Para determinar a quantidade de calor trocado entre os corpos com diferentes temperaturas utiliza-se o calorímetro, que é um instrumento isolado termicamente do meio ambiente e “acompanhado” de um termômetro e um agitador automático. No interior de um calorímetro temos as seguintes trocas de calor:
qcalorímetro = qmeio + qreação + qparedes
E como o calorímetro é um sistema fechado, não existe troca de calor entre o sistema e suas vizinhanças, logo, qcalorímetro será igual a zero. 
Objetivo
Os objetivos principais pelos quais foram realizados estes experimentos são calcular o calor específico do calorímetro utilizado e saber o seu grau de exatidão, bem como calcular a energia absorvida ou liberada pelas reações de NaOH e HCl, e também, a energia de solubilização do NaOH em água.
Materiais e métodos
2 béqueres de 100 mL
2 vidros de relógio
Termômetro
Calorímetro
100 mL de HCl 1 mol/L
50 mL de NaOH 1 mol/L
6g de NaOH
Experimento 1
Colocou-se 100 mL de água destilada fria e um termômetro no calorímetro. Mediu-se a temperatura da água destilada fria. Logo após, aqueceu-se mais 100 mL de água destilada até atingir 60 °C e, colocou-a no calorímetro que continha água destilada fria. Manteve-se o calorímetro em constante agitação. 
Experimento 2
Colocou-se 50 mL de solução de acido clorídrico (HCl) 1 mol/L no calorímetro e mediu-se sua temperatura com o termômetro. Com o auxílio de um vidro de relógio, pesou-se 2g de hidróxido de sódio (NaOH) e, rapidamente, foi transferido para o calorímetro, agitou-se o calorímetro até a dissolução total do hidróxido. 
Experimento 3
Transferiu-se 50 mL de solução de acido clorídrico (HCl) 1 mol/L para o calorímetro e o termômetro foi colocado no mesmo. Verteu-se 50 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L no calorímetro, que ficou sob suave agitação.
Experimento 4
Transferiu-se 100 mL de água destilada para o interior do calorímetro e o termômetro. Utilizou-se um vidro de relógio para pesar 4g de hidróxido de sódio (NaOH) que foram colocados rapidamente no calorímetro que foi mantido em leve agitação até a dissolução total do hidróxido de sódio. 
Resultados, tratamentos de dados e discussão.
Experimento 1
Os valores de temperatura obtidos dos reagentes se encontram na tabela abaixo:
	Reagente
	Temperatura inicial
	Temperatura final
	Água fria
	27ºC
	43ºC
	Água quente
	60ºC
	43ºC
Após a adição da água destilada a 60 ºC a temperatura mais elevada observada foi de 43 ºC. De acordo com a equação da termodinâmica, que leva em consideração o calor escoado para as paredes do calorímetro, temos:
mágua fria = 100 g
mágua quente = 100 g
ĉágua = 1 cal/gºC
ΔTágua fria = (43 – 27) = 16ºC
ΔTágua quente = (43 – 60) = -17ºC
ΔTcalorímetro = (43 – 27) = 16ºC
0 = qágua fria + qágua quente + qparedes
0 = (m.ĉ.ΔT)água fria + (m.ĉ.ΔT)água quente + (m.ĉ.ΔT)calorímetro
0 = 100g.1cal/gºC.16ºC + 100g.1cal/gºC.(-17ºC) + Ccalorímetro.16ºC
0 = 1600cal – 1700cal + Ccalorímetro.16ºC
Ccalorímetro.16ºC = 100 cal
Ccalorímetro = 6,25 cal/ºC
Experimento 2
A reação observada no experimento pode ser representada pelas seguintes equações químicas:
NaOH(s) NaOH(aq)
NaOH(aq) + HCl(l) NaCl(aq) + H2O(l)
Representando-se numa equação global, temos:
NaOH(s) + HCl(l) NaCl(aq) + H2O(l)
A temperatura mais elevada observada durante a reação foi de 48 ºC. Tendo assim a temperatura de equilíbrio na equação de formação do cloreto de sódio (NaCl) a partir do hidróxido de sódio sólido (NaOH(s)).
De acordo com a equação da termodinâmica, que leva em consideração o calor escoado para as paredes do calorímetro, temos:
mmeio = 50g * + 2g = 52g
ĉHCl = 1cal/gºC *
ΔTmeio = (48 -27) = 21ºC
ΔTcalorímetro = (48 -27) = 21ºC
Ccalorímetro = 6,25cal/gºC
*Como a solução de HCl 1mol/L é pouco concentrada e grande parte de sua composição é água, foram utilizados dados de massa e calor específico da água.
0 = qreação + qmeio + qparedes
0 = qreação + (m.ĉ.ΔT)meio + (m.ĉ.ΔT)calorímetro
qreação = - (m.ĉ.ΔT)meio - (C.ΔT)calorímetro
Qreação = - (52g.1cal/gºC.21ºC) – (6,25cal/gºC.21ºC)
 qreação = - 1092cal – 131,25cal
qreação = - 1223,25 cal
Como o valor encontrado é negativo, podemos admitir que a reação do experimento é exotérmica, ou seja, ela libera energia (calor).
Sabendo que esse valor corresponde a neutralização de 2g de NaOH, e que o mesmo é o limitante da reação, calcula-se o valor de calor da reação para 1 mol de NaOH da seguinte forma:
40g de NaOH --- 1 mol
2g de NaOH ---------- x
x = 0,05 mol de NaOH
0,05 mol de NaOH --- -1223,25 cal
1 mol de NaOH --------------------- q
q = -24465 cal
q = -24,5 Kcal
Comparando-se a entalpia teoria encontrada para essa reação de neutralização (-13,4 Kcal) pode-se dizer que a precisão do calorímetro não é muito alta, porém, deve-se levar em conta o valor da energia gasta para solubilizar o NaOH(s), que, pela lei de Hess, deve ser somada ao valor da entalpia de neutralização.
Experimento 3
A reação do experimento pode ser representada pela seguinte equação química:
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
De acordo com a equação da termodinâmica, que leva em consideração o calor escoado para as paredes do calorímetro, temos:
0 = qreação + qmeio + qparedes do calorímetro
qreação = -qmeio - qparedes
qreação = -(mmeio x cmeio x ∆Tmeio) –(Ccalorímetro x ∆Tcalorímetro)
A tabela abaixo apresenta as temperaturas iniciais e finais obtida dos reagentes:	
	Reagente
	Temperatura inicial (ambiente)
	Temperatura final
	HCl 1mol/L
	27ºC
	32ºC
	NaOH 1mol/L
	27ºC
	32ºC
Onde:
“mmeio” é a massa do meio reacional
“cmeio” é o calor específico do meio reacional
“∆Tmeio” e “∆Tcalorímetro” são as variações de temperatura
“Ccalorímetro” é a capacidade térmica do calorímetro
Porém usando a massa do meio considerando que os reagentes sejam água, pois suas composições são em maior parte H2O, sendo assim, 50ml de HCl e 50mL de NaOH, serão comparados a 100ml (100g) de água, com isso, o calor específico do meio será igualmente considerado sendo o da água, logo cmeio será 1cal/gºC. E também considerando que todos os reagentes e instrumentos utilizados estavam em equilíbrio térmico estando em temperatura inicial igual a ambiente, é possível calcular o calor da reação pela equação abaixo:
qreação = - (m.ĉ.ΔT)meio - (C.ΔT)calorímetro
qreação = - [100g.1cal/gºC.(32ºC – 27ºC)] – [6,25cal/ºC.(32ºC-27ºC)]
qreação = - (100g.1cal/gºC.5ºC) – (6,25cal/ºC.5ºC)
qreação = -500cal - 3,25cal
qreação = -531,25cal
Este valor é com relação à reação de 0,05mol de HCl e de NaOH como no procedimento III, porém sem a adição da energia liberada na solubilização exotérmica do NaOH.
Comparando com o valor teórico pesquisado, de aproximadamente -13,1Kcal/mol, temos que o calor da reação de 0,05mol de NaOH com 0,05mol HCl é:
-13100cal ----------1 mol de HCl e NaOH
X cal-------------0,05mol de HCl e NaOH
X = -655cal
Logo o valor teórico não é igual ao do experimento realizado, porém próximo, isso pode ser ocasionado por leituras incorretas de valores de temperatura e medições em vidrarias, trocas de calor com a vizinhança devido ao sistema não isolado completamente e/ou considerações de valores tais como “mmeio” “cmeio”. 
Experimento 4
Os dados e valores do experimento se encontram na tabela abaixo:
	Reagente
	Massa
	Temperatura inicial
	Temperatura final
	H2O
	100g
	27ºC
	37ºC -----41ºC
	NaOH
	4g
	27ºC
	37ºC------41ºC
O experimento IV não foi possível de ser completado devido a complicações no calorímetro utilizado. Durante o procedimento, ocorreu liberação de gases dentro do calorímetro e rápido aumento de temperatura chegando a aproximadamente 93ºC. A saída de gases e aumento rápido imprevisto da temperatura foi registrada a aproximadamente 38ºC. Sem o dado de temperatura final é inviável o calculo de energia da solubilização exotérmica do NaOH.
A liberação de gases e o aumento repentino na temperatura podem ter sido causados por uma reação entre o NaOH e as paredes do calorímetro, cuja composição era parecida com alumínio, ou o calorímetro pode ter sido contaminado anteriormente, possivelmente em outro experimento, por um composto que reaja apenas em meio muito básico.
Com este experimento seria confirmado o valor do experimento II, pois o calor liberado da solubilização adicionado a energia liberada da reação calculada no experimento III seria esperado um valor próximo ao calculado em II, pois por lei de Hess, o somatório dos calores de suas etapas correspondentes é igual ao calor da reação global:
1ª etapa: NaOH(s) NaOH(aq)
2ª etapa: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Reação global: NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Logo, ∆H = ∆H1 + ∆H2
Conclusão
Com base nos procedimentos realizados, nos resultados obtidos e nas discussões realizadas é possível concluir que a técnica utilizada para determinação da capacidade térmica durante o procedimento é uma técnica simples, porém não muito precisa, já que se observam discrepâncias entre os valores teóricos e os obtidos experimentalmente. Isso ocorre por conta das trocas de calor que ocorrem entre o interior do calorímetro e o meio externo, que são falhas no material, já que, teoricamente, um calorímetro deve ser isolado termicamente. 
Sabendo a capacidade térmica do calorímetro é possível calcular o valor da entalpia de cada reação levando em conta que se o valor da capacidade térmica for um valor indevido não é possível obter um valor de entalpia exato para cada reação.
Referências bibliográficas
Mundo Educação (http://www.mundoeducacao.com/quimica/entalpia-neutralizacao.htm);
Puc Rio (http://web.ccead.puc_rio.br/condigital/mvsl/museu%20virtual/visualizacoes/calor/pdf_vis/Vis_calor_de_neutralizacao.pdf);
Ufpe (http://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/termoquimica.pdf);