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relatorio termoquimica

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QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
RELATÓRIO DA 2ª AULA PRÁTICA 
TERMOQUÍMICA 
 
 
 
Aluno: Pafeu Nazário da Silva 
Semestre/turma: 2º / 2017.1 
Data da realização da prática: 
Professor: Danilo Jose Coura Gomes 
 
 
 
 
 
 
Paulistana - PI 
2017 
 
 
INSTITUTO REDERAL DO PIAUÍ – IFPI 
CAMPUS PAULISTANA 
 
Autor (es) 
Jaciane da Silva Aquino 
Jardilane Carvalho Veloso 
Leonardo Clementino dos Santos 
Pafeu Nazário da Silva 
 
 
 
 
 
 Relatório de aula prática apresentado 
como requisito para a disciplina de 
química experimental Il, do curso de 
licenciatura em química do Instituto 
Federal do Piauí campus Paulistana. 
 Orientador: prof. Dr. Danilo J.C. Gomes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Paulistana – PI 
2017 
 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO ..................................................................................... 4 
2. OBJETIVOS ......................................................................................... 7 
2.1. GERAL ................................................................................................. 7 
2.2. ESPECIFICOS ..................................................................................... 7 
3. PARTE EXPERIMENTAL .................................................................... 7 
3.1. REAGENTES ....................................................................................... 7 
3.2. MATERIAIS .......................................................................................... 8 
4. METODOLOGIA .................................................................................. 8 
4.1. PARTE 1 - ENTALPIA DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTANCIAS 
SÓLIDAS ............................................................................................................. 8 
4.2. PARTE 2 – ENTALPIA DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ....... 9 
4.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS (ALUMÍNIO COM 
NAOH)........... .................................................................................................... 11 
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ....................................................... 12 
5.1. ENTALPIA DAS REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS 
SÓLIDAS ........................................................................................................... 12 
5.2. DAS REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ........................................... 13 
5.3. ENTALPIA DAS REAÇÕES HETEROGENIAS - ALUMÍNIO COM 
NAOH........ ......................................................................................................... 13 
6. CONCLUSÕES .................................................................................. 14 
7. BIBLIOGRAFIA ................................................................................. 15 
8. ANEXOS ............................................................................................ 15 
8.1. EXERCÍCIOS ..................................................................................... 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
O meio a qual estamos inseridos, atualmente, é um produtor constante de 
energia. E toda a sociedade contemporânea é dependente dessa produção de 
energia, por menores que seja a sua falta acarretaria na falta de confiança, tanto dos 
indivíduos, como também, do mercado financeiro (BROWN, 2005). Podemos citar 
como exemplos os cortes repentinos de energia elétrica, insuficiência no volume 
disponível de gasolina ou, até mesmo, nos aumentos exorbitantes do preço dos 
derivados do gás natural usados nas residências e empreendimentos alimentícios. 
Boa parte da energia produzida e que utilizamos no dia-a-dia se originam a partir de 
reações químicas, um carro se locomovendo por uma rodovia realiza a queima de 
combustíveis fosseis, um equipamento eletroeletrônico funciona também através das 
reações químicas que acontece em baterias, nos alimentamos para que nosso 
organismo possa transformar os nutrientes dos alimentos em energia obedecendo 
às etapas de digestão, oxidação e, em seguida, processo de oxirredução conhecido 
como ATP. O estudo das transformações da energia de uma forma para outra é 
chamada de termodinâmica, ela está voltada para preocupação com o 
acompanhamento das variações de energia, e torna capaz a realização do cálculo 
da quantidade de calor que uma reação produz (ATKINS, 2012). Calor e trabalho 
são dois conceitos fundamentais da termodinâmica, nos tempos antigos o calor era 
conhecido como um fluido chamado calórico que era capaz de se transferir de uma 
substância quente para uma mais fria, está tese foi proposta pelo francês e então 
engenheiro Sadi Carnot que colaborou com os estudos iniciais sobre a 
termodinâmica, porém, o trabalho em forma de calórico ficou apenas como mito, pois 
25 anos após Carnot ter apresentado sua teoria o físico inglês James Joule 
conseguiu demostrar que calor e trabalho são duas formas de energia. Podemos 
questionar então de onde vem essa energia: e realizando uma simplificação na 
resposta remetemo-nos a dizer que a energia liberada estava contida nos reagentes 
e que em seguida foi liberada quando eles se transformaram nos produtos. Com 
isso, portanto, cada substância deve possuir uma certa quantidade de energia, na 
química essa energia é chamada de entalpia representada pela letra (H), mas não 
se conhece nenhum método de determinar o conteúdo de energia de uma 
substância, na realidade o que podemos mensurar é a variação da entalpia (∆H) de 
um processo utilizando calorímetros, essa variação representa a porção de energia 
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liberada ou absorvida durante o processo, sendo realizado à pressão constante 
(USBERCO; SALVADOR, 2010). 
Os processos onde há liberação de calor são chamados exotérmicos (Exo- é 
um prefixo que significa ¨para fora¨) e a entalpia dos produtos (HP) é menor que a 
entalpia dos reagentes (HR). 
Podemos então demostrar o esquema graficamente: 
 
 
Imagem disponível em: https://goo.gl/z4YUxF 
Durante um processo exotérmico como, por exemplo, a combustão da 
gasolina o calor flui para fora do sistema em direção a sua vizinhança. 
Nas reações endotérmicas (Endo- é um prefixo que significa ¨para dentro¨ o 
que acontece é a absorção do calor pelo sistema e a entalpia dos reagentes (HR) é 
menor que a entalpia dos produtos (HP). 
Logo abaixo o gráfico demonstra como ela acontece: 
 
Imagem disponível em: https://goo.gl/VVqo43 
No processo endotérmico podemos usar a fusão do gelo como exemplo o 
calor flui da vizinhança para o sistema. Se nós, como parte da vizinhança, tocarmos 
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o recipiente no qual o gelo está derretendo, o mesmo nos passa a sensação de frio 
porque o calor passou de nossas mãos para o recipiente. 
Também é necessário que se fale nos processos adiabáticos que na 
termodinâmica são as ocasiões onde não há transferência de calor entre o universo 
e o sistema. Situações como essa são bastante comuns em sistemas insolados 
como exemplo de uma garrafa térmica ou processos muito rápidos onde não há 
tempo de haver troca de calor entre o sistema e o meio. Nesse caso o Q é igual a 
zero e a ∆U é igual ao trabalho realizado. 
Na dissolução dos sais os compostos iônicos são dissolvidos em um solvente 
qualquer, as atrações entre as cargas opostas positivas e negativas entre os íons no 
cristal devem ser superadas perturbando as relações solvente-solvente e alterando 
sua estrutura nas proximidades desses íons. A entalpia de dissolução influencia 
significativamente a capacidade de um sal sofrer dissolução de um dado solvente à 
pressão constante (GOMES, 2017). A entalpia reticular e responsável