relatorio 8

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1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
Dentre os diversos ramos da física existe um que estuda as mudanças na temperatura, pressão e volume com suas causas e efeitos. A esse ramo damos o nome de termodinâmica, que se analisarmos de maneira livre significa "movimento de temperatura/energia". A termodinâmica surgiu após a revolução industrial, pois era necessário aperfeiçoar as primeiras máquinas a vapor. É considerada uma ciência experimental que trabalha com as propriedades de grandes escala de matéria e energia.[1] 
Na termodinâmica existem dois princípios fundamentais, o primeiro é conhecido como o principio de conservação da energia. Segundo ele, para qualquer sistema há uma característica peculiar que é denominada "energia interna". A partir daí, enuncia-se essa lei assim: "Determina-se a variação de energia interna entre dois sistemas calculando a diferença entre a quantidade de calor e o trabalho trocado com o ambiente.". A notação matemática fica assim definida: 
ΔU = Q – T
De modo que: 
Q é a quantidade de calor que pode ser recebida ou cedida 
T é o trabalho realizado ou recebido pelo sistema; 
ΔU é a diferença entre a energia interna final pela inicial do sistema. 
Aplica-se essa lei em três transformações de um gás perfeito. São elas: 
Transformação isotérmica - "Iso" igual, "térmica" temperatura. Essa transformação ocorre quando não há variação de energia interna. Nesse caso, a energia interna inicial é igual a energia interna final (ΔU = 0). Isso implica dizer que Q=T.
Transformação isovolumétrica - Do mesmo modo, olhando a origem etimológica da palavra, é um tipo de transformação em que o volume do gás permanece constante durante o processo termodinâmico. Se o volume é constante, deduzimos que o trabalho é zero e se o trabalho é zero ΔU = Q 
Transformação Adiabática - Nesse caso o gás não troca calor com o meio, isso pode ocorrer por causa do isolamento térmico ou porque a quantidade de calor trocada é desprezível. (Q=0). Quando o volume do gás aumenta, a pressão e a temperatura diminuem, a reação adiabática é uma expansão. No caso em que o volume diminui e a pressão e temperatura aumentam há uma reação adiabática de compressão. É o caso dos sprays de desodorantes e tintas.
Na segunda lei da termodinâmica formulada por Sadj Carnot, que era físico inglês, foi formulada estabelecendo uma restrição para a conversão de calor em trabalho, função essa caracterizada pelas máquinas térmicas. Segundo Carnot, uma máquina térmica deve ter ciclos contínuos entre as duas fontes (quente e fria) que permanecem em temperatura constante para que ocorra conversão contínua de calor em trabalho. Em cada ciclo uma porção de calor da fonte quente é retirada e parte dela é convertida em trabalho e a outra parte é direcionada para a fonte fria. Muitas das máquinas que vemos no dia-a-dia como por exemplo um freezer ou um sistema de refrigeração são térmicas, pois realizam o processo de conversão do calor em trabalho. Elas operam, como propôs Carnot, em ciclos. [2] 
Atrelada à termodinâmica está a CALORIMETRIA, que nada mais é que a parte que estuda a movimentação que a energia térmica (Calor) faz em determinadas condições. Calor é uma transferência de energia térmica de um corpo para outro, sendo assim não podemos dizer que um corpo possui calor porque na verdade ele tem 'energia interna', e dependendo dessa energia ele pode irradiar ou absorver o calor.
Assim como os átomos instáveis, o calor tende a se manter em equilíbrio. Exemplificando: colocando dois corpos dentro de um sistema isolado (um calorímetro por exemplo) e considerando que o corpo A tem uma temperatura de 150°C e o corpo B tem 50ºC. Nesse caso, a lei zero da termodinâmica afirma que com o decorrer do tempo a temperatura do corpo A vai ter uma queda de temperatura, enquanto o corpo B terá um aumento. Isso ocorrerá até ambas terem a mesma temperatura. Como o sistema é isolado de temperaturas externas, pode-se afirmar que o corpo B recebeu calor de A devido a diferença de temperatura entre eles. [3] 
A troca de calor continuará até ambos os corpos tiverem a mesma temperatura. 
No sistema internacional, adota-se o símbolo Q para representar a quantidade de calor, que nada mais é a unidade de energia - o Joule (J) e ainda existe outra unidade prática que é conhecida por todos: A caloria, que é um múltiplo do Joule. 
1 caloria = 4,184 Joules 
Capacidade térmica - Se dois corpos liberam ou absorvem quantidades de calor igual, não quer dizer necessariamente que a variação de calor deles é igual, elas geralmente são diferentes. Por isso foi estabelecido o conceito de ''capacidade calorífica'' que é a razão entre a quantidade de calor Q e a variação de temperatura do corpo (T - To). Essa razão é representada por C. 
A unidade de capacidade térmica do SI é o Joule por Kelvin, ou aqui no Brasil Joule por °C. Com uma variação de temperatura de 1°C as unidades se tornam equivalentes pois a variação de 1 °K é igual. 
A capacidade calorífica não varia. Se um corpo tem uma capacidade X, essa será constante em qualquer situação. Para realizar experimentos que envolvem a troca de calor, utilizamos o calorímetro, que é uma câmara isolada termicamente para que não haja interferência do meio na reação. Para isso é necessário antes do experimento determinar a capacidade térmica do calorímetro. 
A massa de um corpo influencia no processo de troca calorífica. Exemplo: Considerando duas esferas do mesmo material, sendo que a esfera X tem uma massa de 15 Kg e a esfera Z 8 Kg, se ambas forem colocadas no mesmo forno e numa mesma fração de tempo, pode-se observar que a esfera X terá sofrido uma alteração de temperatura menor que a esfera Z e vice-versa. Conclui-se então que se a massa de X for 5 vezes maior que a de Z, a capacidade calorífica de X é 5 vezes maior que a de Z. Ou seja, a Capacidade calorífica é uma grandeza diretamente proporcional a massa do corpo. 
C = m . c
Onde c é a constante de proporcionalidade que varia de acordo com a substância de que é constituído o corpo (calor específico). 
Sendo assim, completamos a expressão inicial substituindo o C pela expressão relatada a pouco 
Q= m.c.ΔT
com ela podemos encontrar a quantidade de calor Q que foi absorvida pelo corpo de massa m dotado de um calor específico c quando alterado por uma variação de temperatura ΔT. 
No SI as unidades de calor específico são J/kg . °C ou J/ kg . K. [3] 
Tabela a- Calor específico de algumas substâncias. Disponível em <http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=26716> 
Para o estudo de uma reação deve-se atentar para a Lei de Hess, que estabelece que a variação da entalpia de uma solução de reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
	Pode-se considerar a energia total da formação da solução tendo três componentes. A variação da entalpia total na formação da solução, ∆Hdissol é a soma dos três termos:
∆Hdissol = ∆H1 +∆H2 +∆H3
∆H1: separação das moléculas do soluto
∆H2 : Separação das moléculas dos solvente
∆H3: Formação das interações soluto-solvente
A separação das partículas do soluto entre si demanda uma absolvição de energia para superar suas interações atrativas o processo é portanto endotérmico (∆H1>0). A separação das moléculas de solvente para acomodar o soluto também requer energia (∆H2>0). O terceiro componente resulta das interações atrativas entre o soluto e o solvente e é exotérmico (∆H3<0).
Os três termos da entalpia podem se somar para chegar a uma soma negativa ou positiva. Dessa forma, a formação de uma solução tanto pode ser exotérmica quanto endotérmica. [4].
2. OBJETIVOS 
O objetivo dessa prática foi verificar o comportamento termodinâmico das diferentes reações em um calorímetro. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
Para realizar os experimentos foi montado um calorímetro. Pesou-se um béquer de 100 mL limpo e seco até que a máxima diferença entre as duas medidas, espaçadas de 30 segundos, fosse mais ou menos 0,05 g. Envolveu esse béquer pelos lados e por baixo com jornal amassado deixandoas fofas formando assim bolsas de ar preso. 
Logo em seguida imobilizou-se o conjunto dentro de um porta latinha de isopor. Colocou a tampa de isopor no béquer de 100 mL com um pequeno orifício no centro com o termômetro. Assim foi construído o calorímetro. 
Na primeira parte experimental colocou-se no calorímetro, 40g de água fria (temperatura ambiente), anotando sua temperatura (T1). Aqueceu-se posteriormente 40g de água até a temperatura de 50 ºC (T2). Foi adicionada a água aquecida à água fria, no interior do calorímetro. Tampou o aparelho e anotou-se a temperatura da mistura (T3). Assim foi determinada a capacidade calorífica do calorímetro (K). 
Na segunda parte experimental foi retirada a água do experimento anterior do calorímetro e secou-o. Com uma proveta, colocou-se 40 mL de solução de HCl 1,0 mol/L no béquer e anotou-se a temperatura (Ta). Logo em seguida em outro béquer foi colocado 40 mL da solução de HNO3 1,0 mol/L. A temperatura foi aferida e anotada. Foi adicionada a solução de HNO3 à solução de HCl do interior do calorímetro. Fechou-se o aparelho e anotou a temperatura da mistura, em intervalos de 10 segundos, até que se obteve um valor constante (Te). Esse procedimento foi realizado para determinar a ΔH de neutralização de um ácido forte (ácido nítrico) por uma base forte (hidróxido de sódio). 
Na terceira parte experimental foi pesado um copo de béquer de 250 mL, limpo e seco. Tarou-se a balança e pesou 20 g de ureia no béquer. Colocou-se 80 mL de água destilada a temperatura ambiente em um béquer aferindo-se a temperatura. Verteu-se a água pesada na ureia tampou-se o calorímetro e agitou até que se dissolveu completamente a ureia na água. Introduziu um termômetro na solução e anotou-se a máxima temperatura atingida.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Inicialmente fez-se a pesagem de um béquer de 100 mL obtendo-se 49,6824 g como massa, logo em seguida pesou-se o mesmo béquer obtendo-se 49,6800 g como massa. A diferença entre as massas obtidas nas pesagens está de acordo com a diferença máxima proposta pelo experimento que seria 0,05 g. Envolveu-se o béquer com papel amassado de forma que ficasse bolhas de ar preso, colocou-se o béquer envolvido com papel amassado em um porta latas de isopor e depois tampou-se com isopor e fez-se um pequeno furo para que servisse como orifício para a entrada do termômetro. Esta etapa foi a preparação do calorímetro.
Primeira parte: 
Pesou-se água à temperatura ambiente T1 = 30,5ºC obtendo-se como massa 40,0699 g. Pesou-se água novamente obtendo-se 40,0121 g como massa e logo após aqueceu-se esta quantidade de água até a temperatura T2 = 50ºC. Colocou-se a primeira quantidade obtida de água à temperatura ambiente no calorímetro e em seguida misturou-se com a quantidade obtida de água quente, mediu-se então a temperatura T3 = 38,5ºC. A massa que será usada para o calorímetro é 49,6800 g.
A partir dos dados obtidos pode-se medir a capacidade calorífica do calorímetro através da fórmula: 
mágua × cágua × (T3 - T2) + mcal × ccal × (T3 - T1) + mágua × cágua × (T3 - T1) = 0 
40,0699 × 1 × (38,5 – 50) + 49,6800 × ccal × (38,5 – 30,5) + 40,0121 × (38,5 – 30,5) = 0
ccal = 0,3540 cal/g.ºC
	Segunda parte:
	Retirou-se a água que estava no calorímetro e secou-o. Com a ajuda de uma proveta mediu-se 40 mL de HNO3 à temperatura T1 = 29,5ºC. Em seguida com a ajuda de outra proveta mediu-se 40 mL de NaOH à temperatura T2 = 28,7ºC. Colocou-se os 40 mL de HNO3 no calorímetro e em seguida misturou-se aos 40 mL de NaOH, ao medir a temperatura encontrou-se 34ºC. Pode-se calcular as massas de HNO3 e NaOH através da fórmula: m = ɱ × V × M
Massa HNO3:
 ɱ = 1mol/L 
V = 0,04 L 
M = 63 g/mol 
m = ɱ × V × M 
m = 1 x 0,04 x 63 
m de (HNO3) = 2,52g
Massa de NaOH:
ɱ = 1mol/L 
V = 0,04 L 
M = 40 g/mol 
m = ɱ × V × M 
m = 1 x 0,04 x 40 
m de (NaOH) = 1,6g
A partir da obtenção das massas podemos achar o calor cedido na reação através da fórmula: Qcedido na reação = - (msol × csol + mcal × ccal) × (Te – To), onde msol e csol são a soma das massas e calores específicos, respectivamente, do HNO3 e NaOH, e To é a soma das temperaturas do HNO3 e NaOH dividido por 2. 
Qcedido na reação = - (msol × csol + mcal × ccal) × (Te – To)
Qcedido na reação = - (4,12 × ta faltando pq não sei os valores + 49,6800 × 0,3540) × (34 – 29,1)
Terceira parte: 
Pesou-se um béquer de 250 mL obtendo-se 113,0678 g como massa. Com a ajuda de uma proveta mediu-se 80 mL de água destilada, esta água foi colocada no béquer e agitada com o auxílio de um bastão de vidro até chegar à temperatura ambiente de 30ºC. Em seguida com a ajuda de um vidro de relógio pesou-se 25 g de uréia e após a pesagem foi misturada à água contida no béquer. Agitou-se até dissolver a uréia e a temperatura encontrada foi 19ºC.
∆t = (Temperatura inicial – Temperatura Final )
∆t = 19 – 30 então ∆t = -17ºC
Essa reação é exotérmica, porque o sistema perdeu calor para o ambiente.
Quarta parte:
Fez-se outro furo na tampa do calorímetro para liberar a saída do gás oxigênio. Limpou-se o béquer e secou-o. Em seguida com a ajuda de uma proveta adicionou-se 40 mL de água oxigenada a 10 volumes e mediu-se a temperatura inicial Ti = 20ºC. Com a ajuda de um vidro relógio mediu-se 0,2020 g de fermento e em seguida misturou-se com a água oxigenada e obteve-se como temperatura final Tf = 31ºC.
∆t = (Tf – Ti)
∆t = 31 – 20 então ∆t = 9ºC
	Essa reação é endotérmica, porque o sistema recebe calor do ambiente.
5. CONCLUSÃO 
Esta prática permitiu visualizar a importância do calorímetro em diversas reações, a função de um calorímetro é “proteger” as reações de interferências do meio externo, como, por exemplo, a temperatura. Além disso podemos presenciar reações endotérmicas e exotérmicas e calculá-las. 
6. REFERENCIAS 
[1] - Disponível em <http://pt.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A2mica#cite_ref-LivrodoSears_2-8> Acesso em: 15-04-2013 
[2] - Silva, Marco Aurélio - Termodinâmica - Disponível em <http://www.brasilescola.com/fisica/termodinamica.htm> acesso em 15-04-2013
[3] - GASPAR, Alberto. Física - volume único. Editora Ática. Disponível em <http://www.infoescola.com/fisica/calorimetria/> Acesso em 15-04-2013
[4] - BROWN, LEMAY, BURSTEN. Química a ciência central. São Paulo, 2005, p. 153.
7. QUESTÕES 
1) Escrever as equações iônicas para todas as reações realizadas no experimento. 
NaOH(aq)  Na+(aq) + OH- (aq) 
HNO3  H+(aq) + NO3-(aq) 
NaOH(aq)+ HNO3(aq)  NaNO3(aq) + H2O 
2) Explique os itens abaixo: 
a) Primeira e segunda lei da termodinâmica: 
1ª Lei da Termodinâmica 
"Principio da conservação de energia". Segundo essa lei, quando se fornece a um sistema determinada quantidade de energia Q, ela pode ser utilizada de duas formas: Uma parte gera trabalho (t), se expandindo ou se contraindo ou se mantendo com o mesmo volume (t=0); a outra parte pode ser absorvida pelo sistema e se transformar em energia interna (variação de energia (ΔU) do sistema. Se a variação de energia for zero implica dizer que o sistema utilizou toda a energia em forma de trabalho. 
ΔU= Q – t 
Assim temos enunciada a primeira lei da termodinâmica: a variação de energia interna ΔU de um sistema é igual a diferença entre o calor Q trocado com o meio externo e o trabalho t por ele realizado durante uma transformação. 
2ª Lei da Termodinâmica 
Engloba o funcionamento das máquinas térmicas. Essas máquinas são capazes de transformar calor em outras fontes de energia. O estudo delas deixou os físicos confusos porque a prática não condizer com a teoria, mesmo respeitando a lei de conservação de energia. 
Tem-se então o enunciado da segunda lei: "O calor flui espontaneamente de um corpo quente para um corpo frio, o inverso só ocorre com a realização de trabalho e nenhuma máquina térmica que opera em ciclos pode retirar calor de uma fonte e transformá-lo integralmente em trabalho." 
b) Lei de Hess; 
Em decorrência do Princípio da Conservação de Energia, a Lei de Hess diz que: "A variação de entalpia de uma reação química dependeapenas dos estados inicial e final do sistema, não importando etapas intermediárias pelas quais a transformação química passou". 
Em outras palavras, se uma transformação química ocorre em várias etapas, o ΔH da reação será igual à soma das variações de entalpia das diversas etapas. Como consequência podemos somar duas ou mais equações termoquímicas e o ΔH da equação resultante será igual à soma dos das equações adicionadas. A Lei de Hess constitui uma "ferramenta" poderosa para o cálculo da variação de entalpia de reações que não podem ser determinadas experimentalmente. 
O processo para a resolução consiste em trabalhar convenientemente com as equações fornecidas de modo que, de sua soma algébrica, resulta na equação principal, possibilitando o cálculo do ΔH. 
c) Energia livre de Gibbs; 
Até agora não foi descoberto nenhum processo em quem a energia é totalmente convertida em trabalho, por definição, chama-se de energia útil a fração que realiza trabalho (energia livre). 
A grandeza da energia livre só é usada para calcular variações que ocorrem nos sistemas, e não para sistemas estáticos. Ela é simbolizada por ΔG. É denominada Energia Livre de Gibbs, pois foi proposta em 1878, pelo físico americano Josiah Willard Gibbs (1839-1903), com a finalidade de avaliar a espontaneidade do sistema. Seu cálculo é dado pela expressão matemática , que é costumeiramente chamada de equação de Gibbs-Helmholtz: ΔG = ΔH – T. ΔS 
De acordo com os valores do ΔG pode-se identificar a maior ou menor espontaneidade da reação. Se a variação for negativa, significa que a energia livre do sistema reduziu e produziu trabalho, sendo então um processo espontâneo. O inverso acontece se a variação for positiva. O processo não será espontâneo. Se a variação for igual a zero, significa que o sistema está em equilíbrio e não houve variação das substancias envolvidas. Um exemplo disso é no caso do ponto de ebulição da água em que a temperatura permanece constante. 
Os valores de ΔG para cada processo podem indicar a maior ou menor espontaneidade de uma reação. Se o valor de ΔG der negativo, significa que a energia livre do sistema reduziu, ou seja, realizou-se trabalho, sendo, portanto, um processo espontâneo. O contrário também é verdadeiro, se o valor de ΔG for positivo, o processo não é espontâneo; e, se der igual a zero, significa que o sistema está em equilíbrio e não houve variação das substâncias envolvidas. Isso ocorre na ebulição normal da água, em que a temperatura permanece constante.