Relatório Química Geral Termodinâmica 1

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA QUÍMICA GERAL 
 
	CURSO 
	Engenharia 
	TURMA 
	3045
	DATA 
	27/10/2017 
	Aluno/ Grupo 
	Rafael Souza dos Reis 
Marlon Glycerino Miranda
Miqueis Tomaz Ramos
Allan da Silva Vieira 
	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
 
d
a
 
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 (4);
Conta-gotas 
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 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.
 No terceiro 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 quarto 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.
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: 
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. 
No terceiro 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 quarto 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. 
	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.