PARTE II CALORIMETRIA FQ EXP

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PARTE II - CALORIMETRIA:
Determinação da Constante do Calorímetro
Determinação do ∆H de Neutralização
Determinação Calorimétrica do ∆H de Dissolução de Sais
Disciplina: Físico-Química Experimental
Docente: Prof. Dr. Ailton J. Terezo
Discentes: Agnês Mie Sakamoto 
	 Leticia Louize Gonçalves Tessaro
	 Olga Mustafá Marques
 Thatiane da Silveira Justiniano
Cuiabá – MT
Fevereiro- 2017
INTRODUÇÃO
Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais (reações químicas) e mudanças de estados físicos, variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que é dado pela calorimetria, se baseia justamente em medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata especificamente destas variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia é conservada nas transformações. (Wolf et al., 2011)
Nas investigações físico-químicas, o universo se divide em duas partes:
O sistema, que depende das características da fronteira com sua vizinhança, podendo ser classificado como aberto (matéria é transferida), fechado (matéria não passa pela fronteira) -porém ambos podem trocar energia com a vizinhança- e, o sistema isolado (não tem contato mecânico e nem térmico com a vizinhança).
As vizinhanças que são a parte externa do sistema.
Calorímetros são aparelhos simples, construídos para que isolar termicamente o seu interior, para que não ocorram trocas de calor entre o interior e o ambiente externo. Existem vários modelos de calorímetro, mas todos se baseiam na mesma estrutura: um recipiente de paredes finas envolvido por outro recipiente fechado e com paredes grossas e isolantes. Este recipiente, em montagens laboratoriais, é chamado de frasco de Dewar. (Brown et al., 2005).
As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia na forma de calor (reação exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro lado, se a energia dos produtos for maior que a energia dos reagentes, o sistema absorve energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e consequentemente diminuindo a temperatura do sistema. (Wolf et al., 2011)
A Primeira Lei da Termodinâmica nada mais é que uma maneira real de estabelecer a lei da conservação da energia, e sua formulação matemática é dada por:
onde, para qualquer transformação, q é definido como a quantidade de calor absorvida pelo sistema, w é definida como a quantidade de trabalho realizada sobre o sistema durante a transformação e é a variação de energia interna.
	A calorimetria é a medição do fluxo de calor, e o equipamento usado para medir o fluxo de calor chama-se calorímetro. A absorção ou emissão de calor faz com que um objeto varie sua temperatura. Essa variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele absorve certa quantidade de energia é determinada pela sua capacidade calorífica, que é definida como a quantidade de calor necessária para aumentar sua temperatura em 1 K. (Brown et al., 2005). 
Os calorímetros são classificados de acordo com as trocas térmicas. São considerados adiabáticos quando não há troca de calor entre a célula e o ambiente (fronteira adiabática); isotérmicos quando as trocas de calor entre a célula e o ambiente são intensas (fronteira diatérmica) e isoperibólico quando o ambiente está a uma temperatura constante e as trocas de calor entre as duas partes são pequenas. (Assumpção et al., 2010)
	A variação de temperatura, ∆T, observada no calorímetro é proporcional ao calor que a ração libera ou absorve. Portanto, pela medição de ∆T podemos determinar qv e então descobrir o valor de ∆U. A conversão de ∆T a qv se consegue pela calibração do calorímetro mediante um processo que libere uma quantidade conhecida e bem determinada de energia e pelo cálculo da constante do calorímetro, C, dada pela seguinte reação.
Q = C∆T
Podemos usar a calorimetria para medir o calor produzido ou absorvido numa reação e identificar q como ∆U (V= cte) ou ∆H (p= cte).
Nesta prática montou-se um calorímetro experimentalmente para posterior determinação da sua constante, a qual foi utilizada na determinação do ∆H de neutralização e de dissolução de sais.
OBJETIVOS
Aplicar conceitos da 1ª Lei da Termodinâmica; 
Aplicar conceito de calorimetria e termoquímica; 
Determinar a constante do calorímetro; 
Determinar o ΔH de neutralização; 
Determinar o ΔH de dissolução.
MATERIAIS E PROCEDIMENTO
Determinação da constante do calorímetro
Materiais e Reagentes:
Água destilada;
Garrafa térmica (calorímetro);
Rolha de Borracha;
Termômetro tipo estufa -10 a 60ºC; 
Proveta de 500 mL;
Béquer de 250 mL;
Bico de Bunsen;
Tela de Amianto;
Tripé.
Procedimento experimental: 
 O calorímetro utilizado foi adaptado a partir de uma garrafa térmica que funcionou como um frasco Dewar. 
 Montou-se o calorímetro e anotou-se a temperatura do mesmo vazio. 
 Providenciou-se 200 mL de água destilada em temperatura ambiente, anotou-se a temperatura e adicionou-se na garrafa térmica.
	Montou-se o bico de Bunsen, tela de amianto no tripé e aqueceu 200 mL de água destilada até a temperatura de 35ºC e adicionou-se na garrafa térmica, fechando-a imediatamente.
	Agitou-se levemente a mistura e anotou-se a temperatura ao atingir o equilíbrio térmico. 
	Calculou-se a constante do calorímetro.
Determinação do H de neutralização 
Materiais e Reagentes: 
NaOH 0,985M; 
HCl 0,933M;
Indicador fenolftaleína 
Garrafa térmica (calorímetro)
Rolha de borracha;
Termômetro tipo estufa -10 a 60ºC; 
Pipeta de 100 mL
Béquer de 250 mL; 
Procedimento experimental: 
	Mediu-se 100 mL da solução de NaOH e a transferiu para o béquer. 
 Mediu-se 100 mL da solução de HCl e a transferiu para o béquer. 
 Com o termômetro aferiu a temperatura das duas soluções, sendo as mesmas, anotou-se a temperatura. 
 Transferiram-se as soluções para o calorímetro, fechando e agitando levemente até a temperatura atingir o equilíbrio térmico e anotou-se a temperatura.
 Calculou-se o calor de neutralização
Determinação calorimétrica do H de dissolução de sais 
Materiais e Reagentes: 
Água destilada; 
NaOH(s) 
KCl(s) 
Garrafa térmica (calorímetro)
Rolha de borracha;
Termômetro tipo estufa -10 a 60ºC; 
Balança analítica;
Espátula;
Copos plásticos.
Procedimento experimental: 
Dissolução do NaOH:
 Mediu-se 8,0g de NaOH e 200 mL de água destilada, anotando a temperatura.
 Transferiu-se a água destilada para o calorímetro e adicionou a massa de NaOH. 
 Fechou-se e agitou-se levemente o calorímetro até a temperatura máxima alcançada e a anotou-se.
 Calculou-se a variação de entalpia.
Dissolução de KCl:
 Mediu-se 15,0g de KCl e 200 mL de água destilada, anotando a temperatura.
 Transferiu-se a água destilada para o calorímetro e adicionou a massa de KCl. 
 Fechou-se e agitou-se levemente o calorímetro até a temperatura mínima alcançada e a anotou-se.
 Calculou-se a variação de entalpia.
RESULTADO E DISCUSSÕES
Determinação da constante do calorímetro
Levando em consideração a lei de conservação de energia e a lei zero da termodinâmica, pode se afirmar que:
Onde o calor (q) é e 
	Na tabela 1 são mostrados os dados da determinação da constante do calorímetro.
Tabela 1: Dados da determinação da constante do calorímetro.
	
	Experimento na garrafa térmica
	Experimento no copo
	Volume de água fria
	100 mL
	50 mL
	Volume de água quente
	100 mL
	50 mL
	Temperatura de água fria
	24,5 °C
	26°C
	Temperatura de água quente
	35,0 °C
	35°C
	Temperaturado calorímetro vazio
	24 °C
	26°C
	Temperatura de equilíbrio
	30,0 °C
	33°C
	Densidade da água
	0,99713 g.cm-3 (25°C)
0,99408 g.cm-3 (35°C)
	1,0 g.cm3
	Calor específico da água
	4,18 J. °C-1.g-1
	4,18 J. °C-1.g-1
Experimento na garrafa térmica
 Consultando a densidade da água na literatura e conhecendo o volume foi possível determinar a massa da água em diferentes temperaturas:
Cálculo da obtenção da massa da água (corpo quente) em 35°C: 
198,816 g
Calculo da obtenção da massa da água (corpo frio) em 24,5°C, considerando a densidade de 25ºC:
199,426 g
Calculou-se a variação de temperatura:
Com os dados calculados, foi determinado o calor dos corpos:
Sabendo que:
 Rearranjando a fórmula, obtém-se : 
Experimento no copo
No experimento 2, realizou-se o mesmo procedimento, porém com volumes diferentes. Calculou-se primeiramente as densidades nas diferentes temperaturas aplicada na agua: 
 Calculo da obtenção da massa da água (corpo quente) em 35°C: 
49,524 g
 Calculo da obtenção da massa da água (corpo frio) em 26ºC:
49,843 g
 Calculou-se a variação de temperatura:
Com os dados calculados, foi determinado o calor dos corpos:
Determinação de ∆H de neutralização
Observou-se a determinação do ∆Hneutralização a partir da reação entre o hidróxido de sódio com o ácido clorídrico resultando como produto o cloreto de sódio. Como mostra a equação I, os cálculos foram realizados a partir dos dados da tabela 2. 
 (Equação I)
Tabela 2: Dados da determinação de ∆H de neutralização
	
	Experimento na garrafa térmica
	Experimento no copo
	Volume de NaOH
	100 mL
	50 mL
	Concentração de NaOH
	0,985 mol.L-1
	0,985 mol.L-1
	Volume de HCl
	100 mL
	50 mL
	Concentração de HCl
	0,933 mol.L-1
	0,933 mol.L-1
	Temperatura de solução
	26,0 °C
	27°C
	Temperatura de equilíbrio
	31,0 °C
	34ºC
	Temperatura do calorímetro vazio
	28,9 °C
	26°C
	Densidade da água
	1,0 g.cm-3
	1,0 g.cm-3
	Calor específico da água
	4,18 J.K-1.g-1
	4,18 J.K-1.g-1
Experimento na garrafa térmica
A partir das constantes do calorímetro obtidos e os dados coletados durante o experimento calculou-se o calor de reação da garrafa térmica. Sabendo que o HCl é o reagente limitante, logo a produção do sal (NaCl) será a mesma concentração do HCl (considerando que todo ácido foi consumido):
A densidade e o calor específico do NaCl encontrada na literatura com concentração de 0,5mol/L é de 1,02gcm-3 e 4,01J/g°C.
ρ x V
Calculou-se o calor da reação (qr):
Experimento com o copo
No experimento 2, realizou-se o mesmo procedimento, porém com volumes diferentes.
ρ x V
Entalpia de reação teórica:
H+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l) 
Obtendo o valor experimental, é possível calcular o erro e assim observar o desvio do valor teórico consultado na literatura.
Após serem realizadas as medidas das temperaturas, pingou-se 1(uma) gota de fenolftaleína para verificar se a solução estaria neutra, a mesma imediatamente ficou rosada, indicando que a solução estava em pH básico. 
Determinação de ∆H de dissolução
Experimento com a garrafa térmica 
Para a determinação de ∆H de dissolução realizou-se a reação de dissociação do sal KCl em água, que se dissocia conforme mostra a equação II e equação III. Os dados foram organizados na tabela 3 para que os cálculos do ∆H de dissolução fossem realizados.
 
 
Tabela 3: dados da determinação do ∆H de dissolução.
	
	KCl
	NaOH
	Volume de água
	200 mL
	200 mL
	Temperatura da água
	25,0 °C
	25,0 °C
	Massa do sal
	15,0100g
	7,9862 g
	Temperatura de equilíbrio
	23°C
	36°C
	Temperatura do calorímetro vazio
	24,0 °C
	24,0 °C
	Densidade da água
	
0,9971749g.cm-1(25°C)
	
0,9971749g.cm-1(25°C)
	Calor específico da água
	4,18 J.K-1.g-1
	4,18 J.K-1.g-1
Utiliza-se a mesma fórmula, com os dados do NaOH
Esta reação é exotérmica, pois libera energia tendo seu negativo.
Reação de dissolução:
Para encontrar o módulo do erro relativo utiliza-se a seguinte fórmula:
Da mesma forma foram realizados os cálculos para o sal de KCl
Esta reação é endotérmica, pois absorve energia, tendo seu 
Reação de dissolução:
Para encontrar o módulo do erro relativo utiliza-se a seguinte fórmula:
Experimento com o copo
Foi feito as mesmas experiências que a da dissolução anterior, porém no copo térmico com 100 mL
	A tabela 3 mostra os dados obtidos durante o experimento de dissolução.
Tabela 3: Dados do procedimento de dissolução de sais.
	
	NaOH
	KCl
	T água (ºC)
	26
	26
	T copo (ºC)
	26
	26
	V água (mL)
	50
	50
	Massa do sal (g)
	4,0117
	7,5097
	T final (ºC)
	36
	23
	Capacidade calorífica
(g-1.ºC-1)
	3,933
	4,25
Utiliza-se a mesma fórmula, com os dados do NaOH
Esta reação é exotérmica, pois libera energia tendo seu negativo.
Reação de dissolução:
Para encontrar o módulo do erro relativo utiliza-se a seguinte fórmula:
Da mesma forma foram realizados os cálculos para o sal de KCl
Esta reação é endotérmica, pois absorve energia, tendo seu 
Reação de dissolução:
Para encontrar o módulo do erro relativo utiliza-se a seguinte fórmula:
CONCLUSÃO
 
 Comparando os diferentes experimentos realizados nos dois tipos de calorímetro (garrafa e copo) observa-se que o mais eficiente foi o calorímetro da garrafa, uma vez que seu material isolante é feito por meio de vidro espelhado e um vácuo entre o recipiente de vidro e a proteção de plástico, já o calorímetro de copo de isopor está mais acessível a perde calor para o ambiente, uma vez que não há um revestimento necessário para impedir que o calor transfira para o ambiente.
 Por meio do experimento pode-se verificar a como se obter a entalpia de uma reação e como o controle da perda de calor é importante para se alcançar um valor próximo a do teórico. E por meio da dissolução dos reagentes (NaOH e KCl), verificamos uma reação exotérmica e endotérmica por meio da medidas de temperatura do calorímetro, comprovando experimentalmente os perfis já conhecido teoricamente dos dois reagentes. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Artigo: Construção de um calorímetro de baixo custo para a determinação de entalpia de neutralização. ASSUMPÇÃO, M.; WOLF, L.; BONIFÁCIO, V.; FILHO, O. São Paulo, 2010.
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURTSTEN, B. E. Química: a ciência central. Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
RUSSEL, John B. Química geral. Vol 1. 2 ed. Makron Books, 1994.
WOLF, L. D.; ASSUMPÇÃO, M. H.; MADI, A. A.; BONIFÁCIO, V. G.; FILHO, O. F. Construção de um Calorímetro Simples para Determinação da Entalpia de Dissolução. Scielo, v. 36, 2011. Disponível em: https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2159334/mod_resource/content/1/Exp%20Termoquimica.pdf. Acesso em : 14 de fevereiro de 2017
Entalpia de formação. Disponivel em : http://quimicaparaovestibular.com.br/cariboost_files/Tabela_20de_20entalpias_20de_20forma_C3_A7_C3_A3o.pdf
Phisical characteristics of water. Disponivel em : https://www.thermexcel.com/english/tables/eau_atm.htm