Endotermica e Exotermica (1)

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Reações Endotérmicas e Exotérmicas 
 
Química Geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPUS 
 CABO FRIO - RJ 
2015/1 
 
 
 
 
 
 
 
 
Brenda Araújo-201401051741 
Sérgio Rodrigues-201408286173____ 
Vanderlei Costa-201407377761 
Carlos Victor-201407217976__ 
Luiz Roberto - 201401051693_____ 
 
 
 
 
Prática 05, realizada em laboratório, 
de Química – apresentado a 
Professora Bárbara Rocha- 
Universidade Estácio de Sá – Campus 
Cabo Frio, como exigência de 
relatório - Curso de Graduação - 
Engenharia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPUS 
 CABO FRIO – RJ 
2015/1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor: Bárbara Rocha 
 
Aluno/Grupo: 
 Brenda Araújo, 
Sérgio Rodrigues, 
 Vanderlei Costa , 
 Carlos Victor, 
Carlos Roberto. 
 
Disciplina: Química Geral. 
 
Curso: Engenharia Civil. 
 
Turma: 
 
Campus: Cabo Frio 
 
Semestre-Letivo/Ano: 2015.1 
 
Período: 2º Período 
 
PRÁTICA N
o
: 05 
 
Data do experimento: 23/03/2015 
 
Data da entrega do experimento: 30/03/2015 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
 
 
OBJETIVO _____________________________________________________________04 
MATERIAIS UTILIZADOS_______________________________________________05 
INTRODUÇÃO TEÓRICA ________________________________________________06 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS______________________________________11 
CALCULOS E RESULTADOS_____________________________________________13 
CONCLUSÃO___________________________________________________________14 
BIBLIOGRAFIA_________________________________________________________15 
 
 
 
 
OBJETIVO: Analisar quantitativamentee o calor liberado e absorvido nas transformações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS UTILIZADOS: 
 Vidrarias: 
 Espátula 
 Balança 
 Vidro de relógio 
 Bécker 
 Capela 
 Pipeta Graduada 
 Pissete 
 Conta Gotas 
 Proveta 
 Pera 
 
 Reagentes: 
 
 Água - H2O 
 Ácido Sulfúrico - H2SO4 
 Cristais de Iodo 
 Zinco em pó 
 Bicarbonato de Sódio - NaHCo3 
 Hidróxido de Bário - Ba(OH)2 
 Cloreto de Amônio - NH4Cl 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO TEORICA: 
 
Entalpia: É a quantidade de energia em uma determinada reação, podemos calcular 
o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H). A variação da Entalpia está na 
diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma 
reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação, e é simbolizado por 
∆H,_veja_como_se_calcula: 
 
 
 ΔHtotal =ΔH final –ΔH inicial 
 
 A variação da entalpia pode ser determinada pela equação acima, e depende da 
temperatura, pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das 
substâncias. 
 
 Em algumas reações químicas (não sintetizadas), não é possível calcular o valor de 
Δ H, o que faz com que sua entalpia seja conhecida através da entalpia de outras reações, 
daí entra a Lei de Hess: em uma reação a variação de entalpia é a mesma, independente da 
etapa em que a reação ocorre. Com o intuito de se calcular a entalpia de reações, foi criada 
uma forma padrão de realizar comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias 
sejam comparadas de acordo com uma da mesma condição, o que leva o nome de estado-
padrão. Existem vários tipos de Entalpia, veja abaixo: 
Entalpia de formação: é a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol de 
moléculas de uma determinada substância no estado padrão (em condições ambientes (25° 
C e 1 atm) e no estado alotrópico mais estável). Vamos considerar a água como sendo esta 
substância: 
H2 (g) + ½ O2 (g) → 1 H2O (l) ∆Hf = -68,3 Kcal/mol 
A entalpia de formação da água (H2O) é -68,3 Kcal/mol, este valor corresponde à 
obtenção de 1 mol de H2O (l) através dos elementos em estado-padrão. 
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Entalpia de neutralização: valor decorrente do calor absorvido na neutralização de 
1 mol de OH- (aq) com 1 mol de H+ (aq), estando eles em soluções aquosas e diluídas. 
H
+
 (aq) + OH
-
 (aq) → H2O (l) ∆H = -13,8 Kcal/mol 
Entalpia de dissolução: é o calor constatado na dissolução de 1 mol de soluto em 
solvente, na quantidade suficiente para se obter uma solução diluída. 
HCl(g) + H2O (l) → H30
+
(aq) + Cl
-
 (aq) ∆H = -18,0 Kcal /mol 
A equação acima representa a entalpia de dissolução do gás clorídrico. 
Entalpia de combustão: é o calor absorvido na combustão total de 1 mol da 
substância, em condições ambientes (25° C e 1 atm). A combustão libera calor, ela ocorre 
entre um combustível e um comburente, o combustível pode ser qualquer substância, o 
principal comburente é o oxigênio. 
1 CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = - 212,8 Kcal/ mol 
O valor - 212,8 Kcal/mol é referente à combustão de 1 mol de metano CH4(g) em 
condições ambientes de 25°C e pressão de 1 atm. 
Entalpia de solidificação: corresponde à variação de entalpia na solidificação total 
de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. 
H2O (l) → H2O (s) Δ H = - 1,7 Kcal / mol 
Entalpia de condensação: referente à variação de entalpia na condensação total de 
1 mol da substância, à pressão de 1 atm. 
H2O (v) → H2O (l) Δ H = - 10,5 Kcal / mol 
Entalpia de fusão: variação de entalpia na fusão total de 1 mol da substância, à 
pressão de 1 atm. 
H2O (s) → H2O (l) Δ H = + 1,7 Kcal / mol 
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Entalpia de vaporização: corresponde à variação de entalpia na vaporização total 
de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. 
H2O (l) → H2O (v) Δ H = + 10,5 Kcal / mol 
Reações exotérmicas: possuem um balanço negativo de energia quando se 
compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação entálpica 
final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica que houve mais 
liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também sob 
forma de calor. Portanto, a temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial 
dos reagentes. 
O esquema de uma reação exotérmica é representado no gráfico a seguir: 
 
De acordo com a imagem, pode-se perceber que os reagentes encontram-se num 
patamar energético mais alto que os produtos. Dessa forma, para que sejam produzidos, os 
reagentes liberam parte da energia contida sob forma de calor. Sendo que se fornecêssemos 
calor ao recipiente no qual os compostos estão contidos, deslocaríamos o equilíbrio da 
reação para o lado dos reagentes. Ou seja, dificultaríamos a formação dos produtos. 
Em contraste, numa reação endotérmica, o fornecimento de energia desloca o 
equilíbrio para a formação de produtos. Uma vez que este processo absorve calor do meio. 
Portanto, HR + Energia cedida ao meio = HP. Ou ainda, Energia cedida ao meio = HP - HR. 
E, sendo a energia cedida ao meio a variação de entalpia ΔH, com HP< HR: ΔH<0 
(negativo). 
 
 
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Reações endotérmicas: se caracterizam por possuírem balanço energético positivo 
quando é comparada a energia entalpia dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a 
variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que 
houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de calor.Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes. 
Fazendo com que todo o recipiente no qual estão contidos se resfrie da mesma maneira. 
O gráfico abaixo representa o desenvolvimento de uma reação química endotérmica 
e da respectiva entalpia dos reagentes e produtos: 
 
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Como pode ser observado, os reagentes estavam a um nível energético HR. 
Entretanto, para que houvesse formação dos produtos uma determinada quantidade de 
energia do meio externo teve de ser absorvida – fato que pode ser comprovado pela 
diferença de energia entre o rompimento de uma ligação e constituição de outra. Assim, os 
produtos atingem um patamar energético HP maior que o anterior. Portanto: HR + Energia 
absorvida do meio = HP. Ou ainda: Energia absorvida do meio = HP - HR. E, sendo a 
energia absorvida do meio a variação de entalpia ΔH, com HP> HR: ΔH > 0 (positivo). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS: 
 
PROCEDIMENTO I: 
Com a ajuda do Pissete, foi adicionado 10 ml de H2O na proveta; 
Transferiu-se 10 ml de H2O para o tudo de ensaio; 
Foi adicionado Ácido Sulfúrico (H2SO4) no tudo de ensaio; 
Colocou-se o tudo de ensaio com os reagentes (H2O e H2SO4), na capela; 
 
PROCEDIMENTO II: 
Colocou-se oito cristais de iodo no tudo de ensaio; 
Com a ajuda da espátula, foi adicionada uma pequena quantidade de zinco em pó; 
Colocou-se cinco gotas de H2O; 
 
PROCEDIMENTO III: 
Tarou-se o Becker na balança; 
 Colocou-se 1g de bicarbonato de sódio (NaHCO3) no Becker; 
 Com a ajuda da pipeta graduada e a pera, foi adicionado 7 ml de Ácido Sulfúrico 
(H2SO4); 
 
PROCEDIMENTO IV: 
 Pesou-se o Becker na balança; 
 Com a ajuda da espátula, foi adicionado no Becker 1g de Hidróxido de Bário 
(Ba(OH)2); 
 Misturou-se o Hidróxido de Bário (Ba(OH)2) com 1g de hidróxido de amônio 
(NH4Cl); 
 
 
 
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CALCULOS E RESULTADOS: 
 
1º PROCEDIMENTO: 
Aconteceu uma reação exotérmica, pois ao colocar os reagentes (H2O e H2SO4) na 
capela, o tudo de ensaio esquentou, liberando calor. 
 
 
2º PROCEDIMENTO: 
Aconteceu uma reação exotérmica, pois ao colocar 8 cristais de iodo, uma pequena 
quantidade de zinco em pó e 5 gotas de H2O, o tubo de ensaio esquentou, liberando calor. 
 
 
 
 
 
 
 
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3º PROCEDIMENTO: 
 
 Aconteceu uma reação endotérmica, pois o ao colocar 1g de Bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) e 7ml de Ácido Sulfúrico (H2SO4), o Becker esfriou, pois houve mais absorção de 
energia do meio externo que liberação. 
 
 
 4º PROCEDIMENTO: 
Aconteceu uma reação endotérmica, pois ao colocar 1g de hidróxido de bário (Ba(OH)2) e 
mais 1g de cloreto de amônia (NH4Cl), o Becker esfriou, pois houve mais absorção de 
energia do meio externo que liberação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CONCLUSÃO: 
Concluiu-se que nos procedimentos exotérmicos, o sistema perde calor e o 
ambiente é aquecido, ou seja, a temperatura final dos produtos é maior que a temperatura 
inicial dos reagentes. Já nos processos endotérmicos, o sistema ganha calor e o ambiente se 
resfria indicando que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. 
Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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BIBLIOGRAFIA: 
 
http://www.brasilescola.com/quimica/entalpia.htm 
Acessado em: 29 de março de 2015. Às:00:31min. 
 
http://www.infoescola.com/quimica/reacoes-exotermicas/ 
Acessado em: 29 de março de 2015. Às:00h41min. 
 
http://www.infoescola.com/quimica/reacoes-endotermicas/ 
Acessado em: 29 de março de 2015. Às:00h48min. 
 
http://www.brasilescola.com/quimica/processos-endotermicos-exotermicos.htm 
Acessado em 29 de março de 2015. Às:02h06min. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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