DETERMINAÇÃO DO CALOR DE DISSOLUÇÃO

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Título 
Determinação do Calor de Dissolução
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO	03
2. RESULTADOS OBTIDOS	04
3. CONCLUSÃO	05
4. BIBLIOGRAFIA	07
	Título 
Determinação do Calor de Dissolução
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INTRODUÇÃO
Neste relatório é descrito determinação do calor de dissolução com o qual é possível determinar a entalpia de dissolução de sais. Para isto, foram utilizado: 
Água destilada
Acido sulfúrico
Bicabornato de sódio
Solução de acido clorídrico 1:1
Frasco de Dewar
O experimento permite assimilar alguns conceitos sobre Termoquímica, como:
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.
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. A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H). Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por H, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes como segue a expressão:
H = Hf (produtos) - Hf (reagentes) 
Sendo:
Hf=entalpia de formação das substâncias e os valores de DH expressos em Joule (J).
Para medir as entalpias de reação, empregam-se geralmente, calorímetros que consistem usualmente de uma câmara de reação, a qual contém um termômetro e um agitador. Os calorímetros são projetados para manter a transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto. A variação de entalpia para alguns tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é conhecida como entalpia de dissolução, DHdiss. (ou entalpia de solução). Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de dissolução, é necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse conceito, de acordo com Russel, baseia-se na quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do sistema de 1°C.
	Título 
Determinação do Calor de Dissolução
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 A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é feita utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro.
 Formulas:
1° Equação: determinação do equivalente em agua (ou, capacidade calorifica) do frasco de Dewar.
Q(Cal) = m.c. T
Sendo: 
Q(Cal) = C.T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro); 
C = capacidade calorífica do calorímetro;
T = variação de temperatura;
m = massa da água.
2° Equação: determinação do calor de neutralização.
100.(T2 – T3) = C(T3 – T1) + 100 (T3 – T1)
	
Sendo:
T2 a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; 
T3 a temperatura do calorímetro vazio 
T1 a temperatura da H2O no calorímetro.
RESULTADOS OBTIDOS 
1° Reações exotérmicas 
Introduziu-se 100ml de H2O gelada no Becker, com o auxilio de um termômetro descobrimos que a temperatura da agua era de 25°C.
Introduziu-se cuidadosamente cerca de 2mL de H2SO4 com o auxilio de um termômetro descobrimos que a temperatura passou a ser de 68°C 
Observações da reação:
Nesta reação podemos observar que o correu um processo exotérmico, pois o produto gerado foi o calor, ocorre liberação de calor, ou seja, a temperatura da vizinhança aumentou de 25°C a 68°C.
2° Reações endotérmicas 
Foi pesado 1,01g de NaHCO3, em balança aferida, e introduzida em um Beker seco. Com o auxilio de um termômetro descobrimos que a temperatura do sistema era de 27°C.
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Determinação do Calor de Dissolução
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Introduziu-se cerca de 5mL de HCl 1:1 no beker, com o auxilio de um termômetro descobrimos que a temperatura passou a ser de 18°C 
Observações da reação:
Nesta reação podemos observar que o correu um processo endotérmico, pois a reação absorve calor (o calor absorvido é um reagente), ou seja, esfria a vizinhança de 27°C a 18°C.
3° Determinação do calor de neutralização
Parte 1: Determinação do equivalente em agua.
Introduziu-se cerca de 100mL de agua destilada no frasco de Dewar, onde a temperatura foi de T1= 26°C. 
Depois se introduziu 100mL de agua aquecida na temperatura de T2=60°C. 
A temperatura da agua no interior do frasco de Dewar passou a ser de T3=40°C. Agitar até atingir a temperatura de equilíbrio.
Aplicando a formula:
100.(T2 – T3) = C(T3 – T1) + 100 (T3 – T1)
100.(60-40) = C(40-26) + 100.(40-26)
2000 = 14C + 1400
2000 – 1400 = 14C
600/14 = C
 C = 42,857 é para colocar em k° não esta 
Parte 2: Determinação do calor de neutralização.
Introduziu-se cerca de 100mL de de solução 1M de NaOH e 100mL de solução de 1M de HCL no frasco de Dewar. A temperatura do HCL foi de T5= 24°C. Depois de agitar o frasco de Dewar com as duas soluções a temperatura foi de T5=32°C. 
Aplicando a Formula: 
Q(Cal) = m.c. T
Q(Cal)=200 g x 1 Cal/g.K x (T5 - T4)
    			Q(Cal)=200 g x 1 Cal/g.K x (305 K - 297 K)
     		 Q(Cal)=200 g x 1 Cal/g.K x 8 ºK
    			Q(Cal)=1600 Cal
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Determinação do Calor de Dissolução
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Conclusão 
Verificamos todas as substâncias contêm uma dada quantidade de energia potencial acumulada em seu interior, que é resultante das ligações químicas entre seus átomos, com isso ao se ter soluções reagindo entre si apresentam variações de temperatura, sejam exotérmicas ou endotérmicas, conhecendo estas soluções é possível através de formulas quantificar massa, temperatura, calor.
Bibliografia
http://www2.ufpa.br/quimdist/Livros/M%D3D.%20III%20DEF_fisico_quinmica/M%F3dulo%20III%20Unidade%201%20conte%FAdo.pdf
http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas/givexp/calordereacao.pdf
http://dbt.ffalm.br/sachs/Quimica/termoquimica.pdf