Relatório Quimica termodinamica

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia
	TURMA
	3056
	DATA
	23/10/2017
	Aluno/
Grupo
	Brena Karelly Gomes Silva
Cleilson Augusto da Silva
Leandro Mendes Lima
	TÍTULO
	Termodinâmica: exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas
	OBJETIVOS
	O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações que liberam calor) e reações endotérmicas (reações que absorvem calor).
	
	
	INTRODUÇÃO
	Em nosso cotidiano, várias reações químicas e processos físicos envolvem trocas de energia na forma de calor. Por exemplo, quando queimamos o carvão, temos uma reação química de combustão com liberação de energia na forma de calor. Por outro lado, a fotossíntese é uma reação química em que as folhas da planta absorvem a energia do sol para transformar o gás carbônico e a água em glicose e oxigênio.
O campo que estuda essas trocas de calor nas reações químicas e nas mudanças de estado físico é a Termoquímica.
Existem dois tipos desses processos, que são: endotérmicos e exotérmicos.
Processos endotérmicos: São aqueles em que ocorre a absorção de calor. O prefixo endo significa “para dentro”.
Visto que nesses processos a entalpia (energia global simbolizada por H) 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 > 0
É possível representar as reações endotérmicas por meio de um gráfico de entalpia em função do caminho da reação. Abaixo temos um gráfico desse para uma reação genérica:
Exemplo genérico de gráfico de processo endotérmico
Por exemplo, a síntese do iodeto de hidrogênio é uma reação endotérmica que pode ser representada da seguinte forma:
1 H2(g) + 1 I2(g) → 2 HI(g) ΔH = + 25,96 kJ/mol
O gráfico dessa reação química seria assim:
Gráfico da variação de entalpia da síntese do iodeto de hidrogênio
A fotossíntese mencionada é outro exemplo de reação endotérmica. Veja agora mais casos:
- Reações químicas:
- A eletrólise da água produz os gases oxigênio e hidrogênio, que têm maior energia potencial que a água;
- A bolsa de gelo instantâneo contém cápsulas de NH4NO3 e água. Quando se partem essas substâncias, elas misturam-se de forma endotérmica e produzem a sensação de frio;
- Na produção de ferro a partir da hematita ocorre a absorção de 491,5 kJ;
- A decomposição térmica do calcário (CaCO3) para a produção da cal virgem (CaO) é um processo endotérmico, que absorve 178 kJ/mol.
- Mudanças de estado Físico:
- Na evaporação da água, 1 mol dela precisa absorver cerca de 44 kJ para passar do estado líquido para vapor;
- Fusão da água (a quantidade de calor necessária para transformar 1 mol de gelo em água líquida é de 7,3 kJ).
Processos exotérmicos: São aqueles em que ocorre liberação de calor. O prefixo exo significa “para fora”.
Nesse caso, como se libera calor, a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, por isso a variação de entalpia dos processos exotérmicos sempre será negativa:
Reagentes → Produtos + calor
ou
Reagentes → Produtos ΔH < 0
O seu gráfico é representado da seguinte forma:
Exemplo genérico de gráfico de processo exotérmico
Por exemplo, a combustão do gás hidrogênio libera para o meio 68,3 kcal por mol de H2 que reage:
1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 2 H2O(g) ΔH = -68,3 kcal/mol
Gráfico da variação de entalpia da combustão do gás hidrogênio
Outros exemplos de reações exotérmicas são:
- Reações químicas:
- Qualquer tipo de queima ou combustão, tais como a da gasolina, álcool e óleo diesel dos automóveis, bem como a queima de papel, gases, entre outros, são exemplos de reações que liberam calor;
- Bolsa de aquecimento: quando o plástico é removido, o ferro em pó reage com o oxigênio do ar e essa reação libera calor durante 5 horas;
- Mudanças de estado Físico:
- Na solidificação da água, 1 mol de água no estado líquido precisa liberar 7,3 kJ de calor;
- Na condensação da água, a quantidade de calor que 1 mol de vapor deve perder para passar para o estado líquido é 44 kJ.
	REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
	4 tubos de ensaio, estante para tubos, conta-gotas, proveta, papel alumínio, espátulas, balança, béquers, pinça de madeira e pissete com água destilada. 
Reagentes: 
H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado, I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato de sódio), solução de HCl 1:1 (v/v) (ácido clorídrico), NH4Cl (s) (cloreto de amônio).
	PROCEDIMENTOS
	1ª experiência: 
Colocou-se em um tubo de ensaio 5,0mL de água. Adicionou-se com o conta-gotas, cuidadosamente, 10 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sentiu-se com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4–2 + Q (calor) 
2ª experiência: 
Colocou-se em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena quantidade de zinco em pó. Adicionou-se, cuidadosamente com um conta-gotas, 5 gotas de H2O. Sentiu-se, cuidadosamente, com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
I2 (s) + Zn (s)  ZnI2 (s) + Q (calor) 
3ª experiência: 
Colocou-se em um tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio) e adicionou-se gotas de solução de HCl 1:1 (ácido clorídrico). Sentiu-se com as pontas dos dedos o que acontece com a temperatura do tubo. 
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
4ª experiência: 
Colocou-se em um tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de Ba(OH)2 (hidróxido de bário) e adicionou-se gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Sentiu-se com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
______________________
	RESULTADOS e DISCUSSÃO
	
1ª experiência: 
Após realizar o procedimento para esse experimento, sentiu-se a reação esquentar. Logo concluímos que é uma reação exotérmica, pois ela libera calor.
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4–2 + Q (calor) 
2ª experiência: 
Após realizar o procedimento, notamos novamente que a reação esquentou, liberando calor. Essa reação é exotérmica.
I2 (s) + Zn (s)  ZnI2 (s) + Q (calor) 
3ª experiência: 
Nessa experiência, após realizar as misturas, vimos que o tubo ficou frio, logo podemos dizer que essa reação é endotérmica, pois ela absorve calor.
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
4ª experiência: 
Realizou-se o procedimento para esse caso e vimos também que essa reação deixou o tubo de ensaio frio, assim, essa reação é endotérmica, absorve calor.
Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
	CONCLUSÃO
	
Nesse experimento, podemos ver na pratica as reações exotérmicas e endotérmicas, o que só nos agrega como futuros profissionais. Viu-se com os experimentos 1 e 2 a liberação de calor ocorrida, e nos experimentos 3 e 4, a absorção de calor, deixando os tubos frios/gelados. 
	REFERÊNCIAS
	
Manual da Química. Uol. Processos endotérmicos e exotérmicos. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br>. Acesso em: 25 out 2017.