Exp 01 Analise Calorimetrica

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Universidade Federal de Pernambuco
Centro de Ciências Exatas e da Natureza
Departamento de Química Fundamental
	
RELATÓRIO
EXPERIMENTO 1 – Análise Calorimétrica 
1.Introdução
	 A energia interna de um sistema modica-se como resultado nas transferências de trabalho e calor, segundo a Primeira Lei da Termodinâmica, de modo que pode ser representada pela expressão ΔU = q + w, e está intimamente relacionada com conservação de energia. Em química as transformações normalmente ocorrem a pressão constante, pois muitas reações químicas ocorrem em recipientes abertos à atmosfera, para isso utiliza-se a variação de entalpia dada pela equação ΔH = ΔU + PΔV, e como o sistema é aberto à atmosfera a pressão é a mesma que a externa Pext = P, então a pressão constante a variação de entalpia é igual a quantidade de calor liberado ou absorvido no processo ΔH = q. 
	Muitas reações químicas liberam calor para o meio, quase todo o aquecimento, transporte e produção de eletricidade depende de reações que liberam calor e esse processo é chamado de processo exotérmico, o menos comum são as reações químicas que absorvem calor das vizinhanças e que é chamado de processo endotérmico. As transferências de energia como o calor são medidas com um calorímetro, onde as transferências de energia são monitoradas observando-se mudanças na temperatura. O aumento de temperatura é proporcional à energia transferida e a constante de proporcionalidade é chamada de capacidade calorífica do calorímetro que pode ser representada pela expressão qcal = CcalΔT.
	Neste experimento foi construído um calorímetro alternativo para investigar a variação da entalpia de diferentes processos como a reação de neutralização em meio aquoso do hidróxido de sódio e ácido clorídrico, assim como a do hidróxido de amônio e ácido clorídrico. 
Considerações que foram levadas em consideração:
O sistema não trocar calor com o ambiente 
Os calores caloríficos das soluções no calorímetro e suas densidades, são iguais ao da água, sendo 4,18J.g-1K-1 e 1,00g.mL-1, respectivamente.
O calor específico do material (Pirex) que constitui os béqueres foi igual 0,753 J.g.K-1.
A capacidade calorífica do sistema foi obtida a partir da seguinte expressão, 
CST = [Msolução.Cágua + Mbéquer.CPirex].
2.Procedimento experimental
2.1 Materiais e Equipamentos
Recife, 09 de Setembro de 2016
Um béquer de 1000mL
Cinco béqueres de 250mL
Uma tampa de isopor
Um termômetro de 0-100°C
Um cronômetro 
Três provetas de 100mL
100mL de solução de NaOH 2,0M
100mL de solução de NH4OH 2,0M
200mL de solução de HCl 2,0M
 8,5g de NH4Cl p.a.
 Toalhas de papel
2.2 (1ª Parte) - Construção do calorímetro
Um béquer de 250mL limpo e seco, foi pesado obtendo-se um valor de 109,6571g;
Este béquer foi posto dentro de outro de 1000mL e envolvido pelos lados e por baixo com toalhas de papel amassada, de maneira a formar bolsas de ar ao redor do béquer;
Uma tampa de isopor com um orifício central para o termômetro foi colocada sobre o béquer de 250mL.
Figura 01: Ilustração do calorímetro
2.3 (2ª Parte) - Determinação do calor de reação de neutralização: NaOH + HCl
Foi medido em uma proveta 100mL de solução de 2,0M de hidróxido de sódio que foi colocada no calorímetro, e verificada a temperatura da solução obtida.
Foi medido em uma proveta 100mL de solução de 2,0M de ácido sulfúrico, sendo transferida para um segundo béquer e medida a temperatura, posteriormente esta solução foi transferida para o béquer da solução básica e agitada levemente e foi medida a temperatura durante 3min em intervalos d e15s. 
 2.4 (3ª Parte) - Determinação do calor de reação de neutralização: NH4OH + HCl
Foi medido em uma proveta 100mL de solução de 2,0M de hidróxido de amônio que foi colocada no calorímetro, e verificada temperatura da solução.
Foi medido em uma proveta 100mL de solução de 2,0M de ácido sulfúrico, sendo transferida para um segundo béquer e medida a temperatura, posteriormente esta solução foi transferida para o béquer da solução básica e agitada levemente e foi medida a temperatura durante 3min em intervalos d e15s.
2.5 (4ª Parte) - Determinação do calor de dissolução do NH4Cl
No béquer de 250mL que funcionou como câmara calorimétrica foi transferida 150mL de água destilada, e observada a temperatura.
Aproximadamente 8,5g de cloreto de amônio pulverizado foi pesado e transferido para a câmara calorimétrica, e observada a temperatura durante 3min em intervalos d e15s. 
3.Resultados
3.1 Referentes a 2ª Parte do Experimento - Determinação do calor de reação de neutralização: NaOH + HCl. 
 NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
As temperaturas obtidas separadamente para a solução de 100mL de NaOH foi de 29ºC e para a solução de HCl de 28ºC, fazendo a média aritmética entre as temperaturas do NaOH e do HCl obtemos um valor de 28,5ºC que é a temperatura inicial para a reação de neutralização, após estas soluções serem misturadas a temperatura da solução atingiu um valor de 40°C, onde este valor não foi alterado no intervalo de três minutos.
Tabela 01 Temperatura da reação de neutralização (NaOH +HCl) durante o tempo de 3 minutos em intervalos de 15s.
	Tempo (s)
	Temperatura (°C)
	15
	40
	30
	40
	45
	40
	60
	40
	75
	40
	90
	40
	105
	40
	120
	40
	135
	40
	150
	40
	165
	40
	180
	40
Para obter a capacidade calorífica do sistema termoquímico (calorímetro + solução), utilizamos a seguinte equação CST = [Msolução.Cágua + Mbéquer.CPirex], para isso consideramos que o calor específico da solução seja 4,18JK-1 e sua densidade o valor 1,00gmL-1assim como a capacidade calorífica do material que constitui o béquer um valor de 0,753J.g-1.K-1. Logo, a capacidade calorífica do sistema termoquímico que encontramos para esse sistema foi de CST1= 918,57 J/K.
 	Em relação a variação de temperatura para esta reação, como não observamos mudanças de temperatura no decorrer dos três minutos, temos ΔT = T1 – T2 = - 11,5ºC. 
	Para o cálculo da entalpia sabemos que H = E + PV, onde H é a entalpia, E é a energia interna, P é a pressão e V é o volume. Considerando a evolução de um sistema do estado de energia interna E1 para um estado de energia E2 que recebe uma quantidade de calor Q, temos: 
E2 – E1 = Q – P(V2-V1)
(E2+PV2) – (E1+PV1) = Q
H2 – H1 = Q
ΔH = Q
	Utilizando as expressões abaixo encontramos a quantidade de calor Q, para a solução. 
Q = m.c. ΔT,
Q = (d.V).c.ΔT
 
	Quantidade de calor solução
	Q = [200g.4,18J.K-1(303,5-315)K]/0,4mol
Q = - 9,614kJ/0,4mol = -24,035kJ/mol
 Logo temos que a variação de entalpia da reação de neutralização, ΔH é igual a -45,82kJ/mol. 
3.2 Referentes a 3ª Parte do Experimento - Determinação do calor de reação de neutralização: NH4OH + HCl.
NH4OH(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq) + H2O(l)
As temperaturas obtidas separadamente para a solução de 100mL de NH4OH foi de 27ºC e para a solução de HCl de 28ºC, fazendo a média aritmética entre as temperaturas do NH4OH e do HCl obtemos um valor de 27,5ºC que é a temperatura inicial para a reação de neutralização, após estas soluções serem misturadas a temperatura da solução atingiu um valor de 38°C, onde este valor não foi alterado no intervalo de três minutos.
 Tabela 02 Temperatura da reação de neutralização (NH4OH +HCl) durante o tempo de 3 minutos em intervalos de 15s.
	Tempo (s)
	Temperatura (°C)
	15
	38
	30
	38
	45
	38
	60
	38
	75
	38
	90
	38
	105
	38
	120
	38
	135
	38
	150
	38
	165
	38
	180
	38
Para a 3ª parte do experimento a capacidade calorífica do sistema é igual ao da experiência 2ª parte do experimento, pois foi admitido que a densidade, o volume, e o calor específico da solução são iguais. Portanto, CST2= 918,57 J/K.
Em relação a variação de temperatura para esta reação, como não observamos mudanças de temperatura no decorrer dos três minutos, temos ΔT = T1 – T2 = 27,5ºC- 38ºC = -10,5°C.
Encontrando a quantidade de calor para a solução, temos os cálculos abaixo,
 
	Quantidade de calor solução
	Q = [200g.4,18J.K-1(302,5-313)K]/0,2mol
Q = - 8,778kJ/0,4mol = -21,945kJ/mol
Logo temos que a variação de entalpia da reação de neutralização, ΔH é igual a -45,82kJ/mol. 
3.3 Referentes a 4ª Parte do Experimento - Determinação do calor de dissolução do NH4Cl. 
	Inicialmente a temperatura da água destilada encontrada foi de 27°C, que podemos tomar como a temperatura inicial da reação de dissolução. Depois de transferir uma quantidade de massa de 8,5160g para a câmara calorimétrica obtivemos uma temperatura de 17ºC, onde este valor não foi alterado no intervalo de três minutos.
Tabela 03 Temperatura da reação de dissolução (NH4Cl) durante o tempo de 3 minutos em intervalos de 15s.
	Tempo (s)
	Temperatura (°C)
	15
	17
	30
	17
	45
	17
	60
	17
	75
	17
	90
	17
	105
	17
	120
	17
	135
	17
	150
	17
	165
	17
	180
	17
Para obter a capacidade calorífica do sistema termoquímico (calorímetro + solução), utilizamos a seguinte equação CST = [Msolução.Cágua + Mbéquer.CPirex], para isso consideramos que o calor específico da solução seja 4,18JK-1 e sua densidade o valor 1,00gmL-1assim como a capacidade calorífica do material que constitui o béquer um valor de 0,753J.g-1.K-1, diferentemente das 2ª e 3ª parte dos experimentos, na 4ª parte que é a dissolução de NH4Cl, levamos em conta também a massa de NH4Cl utilizada. Logo, a capacidade calorífica do sistema termoquímico que encontramos para esse sistema foi de CST1= 745,168J.K-1.
	Capacidade calorífica do sistema
	CST = [Msolução.Cágua + Mbéquer.CPirex]
CST = (150 + 8,5160)g.4,18JK-1 +109,6571g.0,753J.g-1.K-1
CST = 662,5969JK-1 + 82,5718JK-1
CST = 745,1687JK-1
Em relação a variação de temperatura para esta reação, como não observamos mudanças de temperatura no decorrer dos três minutos, temos ΔT = T1 – T2 = 27ºC - 17ºC = 10°C.
Para a quantidade de calor para a solução temos os cálculos abaixo,
 
	Quantidade de calor solução
	Q = [158,5160g.4,18J.K-1(302-292)K]/0,16mol
Q = + 0,662kJ/0,16mol = + 4,141kJ/mol
Logo temos que a variação de entalpia da reação de dissolução do NH4Cl, ΔH é igual a + 4,414kJ/mol. 
4.Conclusões
Baseado nos valores da entalpia para cada uma das reações, podemos concluir que a reação de dissolução por apresentar uma variação de entalpia positiva é endotérmica, já as duas neutralizações por apresentarem os valores das variações de entalpias negativas são exotérmicas. 
A confiança dos resultados dessa prática pode ser ameaçada principalmente pelo mau isolamento do sistema, foi usado papel toalha com bolsas de ar como meio isolante que não é tão eficiente quando comparado um calorímetro normal. 
5.Questões
(a) O que você espera que aconteça com a solubilidade do NH4Cl se aumentarmos a temperatura? Explique.
R. A solubilidade do cloreto de amônio aumentará com o aumento da temperatura, pois ao ceder calor a uma dissolução endotérmica o equilíbrio desloca no sentido endotérmico do processo.
(b) Quais seriam as principais fontes de erros na atividade experimental que podem ser utilizadas para explicar as diferenças observadas entre os valores obtidos na atividade experimental e os registrados na literatura?
R. Uma das principais razões para a diferença é que as paredes não possuem capacidade térmica nula, e apenas simula um sistema termicamente isolado.
Referências Bibliográficas
ATKINS, P. e JONES, l. Princípios de Química. 5ª Edição, 2011. 
MAHAN, B.M. Química: Um Curso Universitário. Koiti Araki et all. São Paulo, Editora Edgard Blücher LTDA, 1995.