Relatório de Termodinâmica

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Universidade Federal da Bahia
Instituto de Química
Departamento de Química Geral e Inorgânica
 
ANGELO ARAGÃO
EDUARDA DE LIMA GUIMARÃES
MATHEUS DIAS DA SILVA
	
Relatório de Química Fundamental II
Experimento: Termoquímica
 
 
 
Salvador
2017
Ø Objetivos:
 
Determinar o calor específico de um metal através da prática;
Observar a determinação de do calor de neutralização nas reações de ácidos e bases;
Determinar o calor das três reações através da constatação da lei de Hess que envolvem NaOH e HCl.
 Ø Introdução teórica:
 
A termodinâmica baseia-se no estudo das mudanças nas condições (estado) das substâncias puras ou de misturas a partir de alterações em sua temperatura, pressão e estado de agregação, ou seja, estuda a energia e suas transformações.
Sistema termodinâmico:
Consiste em uma quantidade de matéria ou região a qual demarcamos em função daquilo que queremos calcular e o local que se situa fora desse sistema é a vizinhança, onde juntos formam um universo. Ele pode ser aberto, onde permite a troca de energia e matéria, fechado, o qual permite troca de energia apenas e isolado que não há troca de matéria nem de energia.
Transformações
Nenhum sistema sofre transformação sem que ocorra a transformação de sua vizinhança, a menos que o sistema seja isolado. Isométrico(volume constantes), isobárico(pressão constante),isotérmico(temperatura constante), adiabática(não existe troca de calor).
Calor
Na termodinâmica, calor significa a energia transferida em consequência de uma diferença de temperatura, sendo que essa energia sempre flui da região que possui maior temperatura para a região com menor temperatura.
A energia térmica corresponde a soma da energia cinética e potencial provenientes do movimento térmico caótico de átomos, íons e moléculas.
A transferência de medida de energia em forma de calor é medida com um calorímetro, um dispositivo no qual o calor transferido é monitorado pela variação de temperatura que ele provoca.
Q=m.c.∆t
C=Q/∆t
Entalpia
Consiste no calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob pressão constante. Quando o volume do sistema não é constante, a transferência de calor gera também um trabalho. A variação da entalpia é o calor liberado / absorvido.
∆H=∆U+p∆V 	∆H=Hproduto -Hreagente
∆H>0 endotérmico 	∆H<0 exotérmica
Lei de Hess
A quantidade de calor absorvida ou liberada em uma reação química depende exclusivamente de seus estados iniciais e finais da reação, não dependendo se a reação ocorre em uma ou em várias etapas.
∆H=∆H1+∆H2+∆H3….
Materiais:
Experimento1:Determinação do calor específico de um metal.
Metal 20,576g
Béquer
Termômetro
Proveta 20mL
Tubo de ensaio
Água
 
Experimento 2: Determinação do calor de neutralização.
Vidrarias
Béquer 250mL
Proveta
Termômetro
 
Reagentes
HCl 1mol/L
NaOH 1mol/L
KOH 1mol/L
HNO3 1mol/L
 	
Experimento 3: Constatação da lei de Hess.
Materiais
Proveta 200mL/100mL
 Termômetro
Béquer
 Bastão de vidro
 Reagentes
NaOH sólido
NaOH 0,5 mol/L
HCl 0,25 mol/L
HCl 0,25 mol/L
 
 
 . Parte experimental
 1: Determinação do calor específico de um metal
1.	Obteve-se um pedaço de metal e pesou com aproximação de 20,576g. g Amarrou-se pela ponta de um cordão e deixou por cerca de 40 minutos dentro de um béquer com água em ebulição.
2.	Em uma proveta, mediu 20 mL de água e colocou em um tubo de ensaio. Anotou a temperatura.
3.	Após os 40 minutos, remover o metal aquecido e transferiu rapidamente para dentro do tubo de ensaio. Agitou e anotou a temperatura máxima.
Experimento 2: Determinação do Calor de Neutralização.
1.	Pesou-se um béquer limpo e seco de 250 mL que serviu como calorímetro.
2.	Adicionou-se 100 mL de solução de HCl 1mol.L-1 (medidos em uma proveta) e anotou a temperatura. 
3.	Mediu cerca de 100 mL de solução de NaOH 1 mol.L-1 em uma proveta e mediu a temperatura.
4.	Adicionou-se rapidamente a solução básica sobre a solução ácida. Agitou e iniciou rapidamente a leitura da temperatura. Anotou a temperatura máxima.
5.	Lavou o béquer e repetiu todo o procedimento para os seguintes pares de ácido-base (100 mL de cada solução).
-	solução de HCl 1 mol.L-1 e solução de KOH 1mol .L-1.
-	solução de HNO3 1 mol.L-1 e solução de NaOH 1mol.L-1.
-	solução HNO3 1 mol. L-1 e solução de KOH 1 mol.L-1.
Experimento 3: Constatação da Lei de Hess
a-	Determinação do calor envolvido na reação 1: 
dissolução do NaOH
1. Mediu em uma proveta 200 mL de água destilada e transferiu para o béquer/calorímetro. Anotou a temperatura.
2. Pesou-se 2,028g de hidróxido de sódio sólido.
3. Adicionou o NaOH à água contida no calorímetro. Agitou até a completa dissolução do sólido. Anotou a temperatura máxima alcançada. Lavou o béquer para a próxima etapa. 
b-	Determinação do calor envolvido na reação 2: 
NaOH sólido com solução de HCl
Repetir as etapas 1, 2 e 3 do item a, substituindo os 200 mL da água por 200 mL de HCl 0,25 mol. L-1.
c-	Determinação do calor envolvido na reação 3:
solução de NaOH com solução de HCl 
1. Mediu em uma proveta 100 mL de solução de HCl 0,5 mol.L-1 e adicionou ao béquer/calorímetro. Em outra proveta mediu 100 mL de solução de NaOH 0,5 mol.L-1. Anotou as temperaturas.
2. Adicionou a solução de NaOH à solução de HCl. Misturou rapidamente e anotou a temperatura máxima atingida
 
Resultados e Tratamento de dados
Resultados
Experimento 1 – Determinação do calor específico de um metal
Massa do bloco de metal	20,576g
Temperatura inicial da água	27,2 °C
Temperatura máxima da água 	32°C
Experimento 2 – Determinação do calor de neutralização
a)	.
Massa do béquer	106,715g
Temperatura HCl (1mol/L)	27,0°C
Temperatura NaOH (1mol/L)	27,0°C
Temperatura máxima da mistura	32,2°C
b)	.
Massa do béquer 	106,715g
Temperatura do HCl (1mol/L)	27,0°C
Temperatura do KOH (1mol/L)	26,9°C
Temperatura máxima da mistura	32,0°C
c)	.
Massa do béquer 	106,715g
Temperatura do HNO3 (1mol/L)	27,3°C
Temperatura do NaOH (1mol/L)	26,9°C
Temperatura máxima da mistura	32,3°C
d)	.
Massa do béquer 	106,715g
Temperatura do HNO3 (1mol/L)	26,9°C
Temperatura do KOH (1mol/L)	27,0°C
Temperatura máxima da mistura	32,0°C
Experimento 3 – Constatação da lei de Hess
a)	.
Temperatura inicial da água	27,0°C
Massa do NaOH	2,028g
Temperatura máxima da mistura	29,2°C
b)	.
Temperatura inicial do HCl (0,25mol/L)	27°C
Massa do NaOH	2,1083g
Temperatura máxima da mistura	30°C
c)	.
Temperatura do HCl (0,5mol/L)	27,1°C
Temperatura do NaOH (0,5mol/L)	26,9°C
Temperatura máxima da mistura	29,0°C
Tratamento de dados
Experimento 1 – Determinação do calor específico de um metal
Para calcular o calor específico do metal utilizado no experimento podemos utilizar a fórmula:
Q = m.c.ΔT
Onde:
Q = calor absorvido ou cedido
m = massa do material
ΔT = variação de temperatura
Pelo principio da conservação da energia, a energia não pode ser criada, nem destruída, com isso, a energia cinética que fez com que a água no tubo de ensaio tivesse sua temperatura aumentada é proveniente do metal aquecido. Por isso podemos dizer que a quantidade de calor recebida pela água é igual, em módulo, ao calor perdido pelo bloco de metal. Como o metal foi deixado por um tempo na água em ebulição, podemos assumir que o metal aquecido tinha temperatura de 100°C. Então:
-Qmetal = Qágua
-[20,576.cmetal.(32-100)] = 20.1.(32-27,2)
1399,168.cmetal = 96
cmetal = 96/1399,168
cmetal = 0,069 cal/g.°C ou 16,39 J/Kg.K (no SI).
Experimento 2 – Determinação do calor de neutralização
a)	Neutralização NaOH e HCl
A reação ocorrida nesse item do experimento pode ser representada pela equação abaixo:
0,1NaOH + 0,1HCl → 0,1Na+(aq) + 0,1Cl-(aq) + 0,1H2O(l)
De acordo com a literatura a entalpia é calculada pela fórmula:
H = q + W
E o trabalho, por sua vez, podeser calculado pela fórmula:
W = p.ΔV
Onde:
H = entalpia;
q = calor liberado ou absorvido pela reação;
W = trabalho
P = pressão
ΔV = variação de volume do sistema
Considerando que não houve variação de volume no sistema, isto é, o volume durante a neutralização foi constante de 200cm³ e que a pressão se manteve constante, o trabalho é igual a zero e a entalpia de neutralização é igual ao calor envolvido na reação de neutralização. 
Para calcular a capacidade térmica do calorímetro deve-se levar em consideração a massa do béquer utilizado, o seu calor específico e o fato de que as soluções de ácido e base utilizadas são aquosas, por isso utilizaremos o claro específico da água para podermos calcular a capacidade térmica do calorímetro, esse cálculo será uma aproximação já que a capacidade térmica dessas soluções devem variar um pouco em relação a capacidade térmica da água pura.
Ccalorimetro = (200.1) +(106,715.0,2)
Ccalorímetro = 221,343 cal/°C
Podemos calcular o calor liberado pela fórmula:
q = - Ccalorímetro.ΔT
q = - 221,343 . (32,2-27)
q = - 1150,9836 cal
Logo, a entalpia dessa reação é de -1150,9836 cal, o sinal negativo indica que a reação é exotérmica, libera calor. Esse calor foi liberado para a formação de 0,1 mol de água, para calcular a entalpia para a formação de 1 mol de água, basta multiplicar esse valor por 10, que resulta em uma entalpia igual a -11,51Kcal. 
b)	Neutralização KOH e HCl
0,1KOH + 0,1HCl → 0,1K+(aq) + 0,1Cl-(aq) + 0,1H2O(l)
Tinicial = (27,0 + 26,9) = 26,95°C
q = -221,343 . (32-26,95)
q = -1117,78215cal 
H1molH2O = 11,18Kcal
c)	Neutralização NaOH e HNO3
0,1NaOH + 0,1HNO3 → 0,1Na+(aq) + 0,1NO3-(aq) + 0,1H2O(l)
Tinicial = (27,3 + 26,9) = 27,1
q = -221,343 . (32,3 – 27,1)
q = -1150,9836cal
H1molH2O = -11,51Kcal
d)	Neutralização KOH e HNO3
0,1NaOH + 0,1HNO3 → 0,1Na+(aq) + 0,1NO3-(aq) + 0,1H2O(l)
Tinicial = (27 + 26,9) = 26,95
q = -221,343 . (32 – 26,95)
q = -1117,78215cal
H1molH2O = -11,18Kcal
Experimento 3 – Constatação da lei de Hess
a)	Dissolução do NaOH sóllido
NaOH(S) +H2O → Na+(aq) + OH-(aq)
Ccalorimetro = (200.1) +(106,715.0,2)
Ccalorímetro = 221,343 cal/°C
H = q
H = 221,343 . (29,2-27)
H = 486,9546 cal
Para calcular a entalpia de dissolução do hidróxido de sódio sólido devemos calcular quantos mols liberarm as 486,9546cal calculadas com os dados experimentais, para podermos fazer uma relação para 1mol.
n = m/MM
n = 2,028/39,997
n = 0,05070mols
H1molNaOH = - 486,9546/0,05070 = - 9,605Kcal
b)	Dissolução do NaOH sólido e neutralização com HCl
NaOH(S) + HCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
Ccalorimetro = (200.1) +(106,715.0,2)
Ccalorímetro = 221,343 cal/°C
H = q
H = -221,343 . (30-27)
H = -664,029cal
Como o ácido utilizado nessa etapa tinha concentração 0,250mol/L, calcula-se que a quantidade de mols de HCl nas 200mL utilizada é 0,050mol. Utilizando os dados da massa aferida e da massa molar do hidróxido de sódio, temos que foram utilizados 0,053mol de hidróxido. Com isso a base estava em excesso, 0,05mol da base foi dissolvida e reagiu com o ácido e 0,003mol foi apenas dissolvido na solução. Para podermos calcular o calor liberado nesse processo vamos ignorar matematicamente que parte do aumento da temperatura do sistema foi devido a essa dissolução. 
H1molNaOH =-664,029/0,050 = -13,28Kcal
c)	Reação NaOH 0,5mol/L com HCl 0,5mol/L
NaOH(S) + HCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
Tinicial = (26,9+27,1) = 27°C
Ccalorimetro = (200.1) +(106,715.0,2)
Ccalorímetro = 221,343 cal/°C
H = q
H = 221,343 . (29-27)
H = 442,686cal
H1molNaOH =664,029/0,050 = 8,85Kcal
Cálculo de erro
Levando em consideração que o valor teórico é o da etapa b, e a soma dos processos a e c, temos que o erro é:
E% = (|13,28 – 18,46|/13,28)*100
E% = 39%
Referências
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.
SANTORO, Antônio, Termodinâmica Química I. UNISANTA-Faculdade de Engenharia Química.
FERNANDES, Fabiano; PIZZO Sandro M.; JR, Deovaldo Morais. Termodinâmica Química. 1ª edição, 2006.