Relatório Química Geral Termodinâmica

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
QUÍMICA GERAL 
 
CURSO Engenharia 
TURMA 3147 DATA 22/03/2017 
Aluno/ 
Grupo 
Eduardo de Almeida Xavier 
Eric Machado de Souza Borges 
Flávia Côrtes Pereira 
Luana Albuquerque Castro* (Turma 3139) 
Lucas Filgueiras de Souza Cruz 
TÍTULO Termodinâmica: exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas 
OBJETIVOS Realizar experimentalmente reações exotérmicas e reações endotérmicas 
 
INTRODUÇÃO 
 
Muitas reações químicas e processos físicos envolvem trocas de energia na forma de calor. 
Quando queimamos um gás, temos uma reação química de combustão com liberação de 
energia na forma de calor. Quando uma gota de suor absorve o calor da pele e vaporiza dando 
a sensação de frescor também temos um processo de trocas de energia em forma de calor. 
O campo que estuda essas trocas de calor nas reações químicas e nas mudanças de estado 
físico é a Termoquímica. Esses processos podem ser de dois tipos: endotérmicos ou 
exotérmicos. Os processos endotérmicos são aqueles em que ocorre a absorção de calor no 
sistema para o efeito ocorrer. Já nos processos exotérmicos, ocorre a liberação de calor no 
sistema (FOGAÇA, 2017). 
 
Um conceito que é utilizado para se estudar essas trocas de calor é a entalpia que é a energia 
interna que cada substância possui nas moléculas simbolizada por H. Determinar 
experimentalmente o valor exato da entalpia de cada substância em um processo de uma 
reação química, por exemplo, não é uma tarefa fácil. O que se costuma determinar é a variação 
da entalpia (ΔH) do processo (FOGAÇA, 2017; SANTOS et al. 2015). 
 
Nas reações endotérmicas (Figura 1A), a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos 
reagentes, a variação da entalpia (ΔH) ou o calor envolvido nos processos endotérmicos será 
sempre um valor positivo. Assim, temos que as equações químicas que simbolizam essas 
reações são representadas genericamente da seguinte forma: 
 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
ou 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠, 𝛥𝐻 + 
 
Nos processos exotérmicos (Figura 1B), como se libera calor, a entalpia dos produtos é menor 
que a dos reagentes, por isso a variação de entalpia nestes processos sempre será negativa: 
 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 
ou 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠, 𝛥𝐻 − 
 
 
 
 
A- Processo endotérmico B- Processo exotérmico 
 
Figura 1. Esquema gráfico da entalpia em função do caminho da reação de um processo 
endotérmico (A) e um exotérmico (B) (FOGAÇA, 2017). 
 
 
REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS 
 
Tubos de ensaio (x4); 
Estante; 
Pipetas Pasteur; 
Espátulas; 
Becker; 
Pissete; 
Água destilada; 
Ácido sulfúrico (H2SO4); 
Bicarbonato de sódio (NaHCO3); 
Ácido clorídrico (HCl); 
Hidróxido de bário (Ba(OH)2); 
Cloreto de amônio (NH4Cl); 
Cristais de Iodo (I2); 
Zinco em pó (Zn). 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Quatro tubos de ensaio foram separados para a realização de quatro reações químicas 
distintas. Cada tudo estava previamente rotulado com as fórmulas químicas dos reagentes 
das reações as quais iriam conduzir. A preparação das reações foi seguida conforme descrito 
em AGUILAR et al. (2017), na sequência de cada reação a temperatura do tubo de ensaio 
respectivo foi apreciada. 
 
No primeiro tubo de ensaio, com o auxílio de um Pissete, foi colocado 5,0 mL de água destilada 
(H2O) e então gotejada uma pequena quantidade (cerca de 10 gotas) de ácido sulfúrico 
(H2SO4) concentrado. No segundo tubo, com o auxílio de uma espátula, foi colocado 
aproximadamente 0,5 g de cristais de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e então gotejado 
através de uma pipeta Pasteur uma pequena quantidade de ácido clorídrico. No terceiro tudo, 
cerca de 0,5 g de cristais de hidróxido de bário (Ba(OH)2) foram colocados com uma espátula 
e na sequência adicionadas algumas gotas de cloreto de amônio (NH4Cl) com a pipeta 
Pasteur. No último tubo, com a espátula foram colocadas pequenas quantidades de cristais 
de Iodo (I2) e o pó de zinco (Zn), para desencadear a reação neste último foi gotejada com 
uma pipeta Pasteur uma gota de água sobre os reagentes sólidos. 
 
A apreciação da temperatura se deu através do simples toque na parede dos tubos de ensaio 
com a ponta dos dedos após as reações. 
RESULTADOS e DISCUSSÃO 
 
No primeiro tubo de ensaio a reação ocorrida é representada pela equação: 
2𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑙) ↔ 2𝐻3𝑂
+ + 𝑆𝑂4
−2 + 𝑄 (𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟) 
Os produtos da reação se apresentaram em apenas uma fase líquida transparente e a parede 
do tubo de ensaio se aqueceu, caracterizando a reação como exotérmica. 
No segundo tubo de ensaio a reação ocorrida é representada pela equação: 
𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑄 (𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑂2(𝑔) 
Os produtos da reação se apresentaram em duas fases, uma líquida transparente uma gasosa 
devido a formação do gás CO2. A parede do tubo de ensaio se esfriou, caracterizando a reação 
como endotérmica. 
No terceiro tubo de ensaio a reação ocorrida é representada pela equação: 
𝐵𝑎(𝑂𝐻)2(𝑠) + 2𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑄 (𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟) → 𝐵𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 2𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) 
Os produtos da reação se apresentaram em apenas uma fase líquida transparente e parede 
do tubo de ensaio se esfriou, caracterizando a reação como endotérmica. 
No último tubo de ensaio a reação ocorrida é representada pela equação: 
𝐼2(𝑠) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛𝐼2 + 𝑄 (𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟) 
A reação entre o iodo e o zinco não ocorreu espontaneamente, sendo necessário uma gota 
de água para catalisar a reação. A parede do tubo de ensaio se aqueceu, caracterizando a 
reação como exotérmica. A quantidade de calor liberada nessa reação foi intensa, capaz de 
sublimar o produto em um vapor de coloração roxa e também a gota d’água que catalisava a 
reação, desta forma restaram também reagentes ainda no tubo. 
 
CONCLUSÃO 
 
Foram realizadas com sucesso duas reações exotérmicas e duas reações endotérmicas 
durante a prática. Foi possível verificar a liberação (no caso das reações exotérmicas) ou o 
consumo (no caso das reações endotérmicas) de energia em forma de calor através da 
percepção da mudança de temperatura nos tubos de ensaio. 
 
As reações entre a água e o ácido sulfúrico formado ions hidrônio e ions sulfato (2H2O + H2SO4 
↔ 2H3O+ + SO4-2) e entre cristais de iodo e pó de zinco formando iodeto de zinco (I2 + Zn → 
ZnI2) liberaram energia em forma de calor no sistema, caracterizando reações exotérmicas. 
As reações entre o bicarbonato de sódio com o ácido clorídrico formando cloreto de sódio, 
água e gás carbônico (NaHCO3 + HCl → NaCl +H2O + CO2) e entre o óxido de bário e cloreto 
de amônio formando cloreto de bário e hidróxido de amônio (Ba(OH)2 + 2NH4Cl → BaCl2 + 
2NH4OH) consumiram energia do sistema, caracterizando reações endotérmicas. 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
AGUILAR, M. S.; LOPES, G. B. L.; LANDEIRO, R. Apostila de Aulas práticas de Química 
Geral. Niterói: Universidade Estácio de Sá Campus Niterói. 2017. 32p. Apostila. 
 
FOGAÇA, J. R. V. Manual da Química. Disponível em <manualdaquimica.uol.com.br> 
Acesso em: 24 mar. 2017. 
 
SANTOS, C. M., CARVALHO, M. A. LIMA, N. S. Química Geral.1. ed. Rio de Janeiro: Lexikon. 
2015. 216p.