RELATORIO 5 CALORIMETRIA

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Introdução
O valor de H pode ser determinado experimentalmente pela medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à pressão constante. Quando o calor flui para dentro ou para fora de uma substância, a temperatura de substância varia. Experimentalmente, podemos determinar o fluxo de calor associado a uma reação química medindo a variação de temperatura produzida. A medição do fluxo de calor é a calorimetria; o aparelho utilizado para medir o fluxo de calor chama-se calorímetro. A energia absorvida ou liberada na forma de calor em uma reação em pressão constante pode ser medida neste calorímetro simples. O copo externo de poliestireno age como uma camada extra de isolamento para garantir que não entre ou saia calor do copo interno. A quantidade liberada ou absorvida na forma de calor é proporcional à variação de temperatura do calorímetro¹. 
A emissão ou absorção de calor faz com que um objeto varie sua temperatura. A variação de temperatura ocorrida em um objeto quando ele absorve certa quantidade de energia é determinada por sua capacidade calorífica. A capacidade calorífica de um objeto é a quantidade de calor necessária para aumentar sua temperatura em 1K (ou 1ºC)².
Calor é a transferência de energia que ocorre em conseqüência de uma diferença de temperatura. Quando energia entra em um sistema na forma de calor, q é positivo; e quando energia sai de um sistema na forma de calor, q é negativo¹.
 Um processo que libera calor para a vizinhança é chamado de processo exotérmico. As reações mais comuns – e todas as combustões, como as usadas nos meios de transporte e no aquecimento – são exotérmicas. As reações que absorvem calor da vizinhança são menos comuns. Um processo que absorve calor é chamado de processo endotérmico. Certos processos físicos comuns são endotérmicos. Um exemplo é a vaporização, que é endotérmica porque é necessário fornecer calor para afastar as moléculas de um liquido umas das outras¹. A dissolução de nitrato de potássio em água também é endotérmica.
Resumo
No Experimento “Calorimetria” foram realizados alguns procedimentos onde foi possível observar a variação da temperatura durante reações químicas realizadas em um calorímetro. Uma delas foi uma reação de neutralização entre o Ácido Clorídrico e o Hidróxido de sódio. A outra foi a dissolução de nitrato de potássio em água destilada. 
Observando a variação de temperatura pode-se observar troca de energia em forma de calor entre o sistema e a vizinhança, podendo-se associar a conceitos básicos de termodinâmica estudados em sala de aula. 
Objetivos
Construir um calorímetro a pressão constante e determinar sua capacidade calorífica. 
Determinação da entalpia de dissolução do nitrato de potássio. 
Procedimento Experimental
Determinação da capacidade calorífica do calorímetro
Foram medidos, em uma proveta de erro 0,5 mL, 25 mL de solução 1,0466 mol. L-1 de acido clorídrico e posteriormente colocado no calorímetro. A essa solução foram acrecentadas 2 gotas do indicador fenolftaleína e o calorímetro foi fechado. Separadamente, foram medidos, em uma proveta, 25 mL de solução 0,9681 mol . L-1 de hidróxido de sódio. Foi medida a temperatura nas duas substâncias. O hidróxido de sódio contido na proveta foi adicionado com cuidado ao calorímetro, que foi fechado agitado. A temperatura máxima alcançada pelo termômetro que estava acoplado ao calorímetro foi anotada, assim como sua coloração.
Determinação da entalpia de dissolução do nitrato de potássio
	Foram medidos, em uma proveta, 25 mL de água destilada que foi adicionada ao calorímetro e mantido sobre agitação até a temperatura ficar constante. Essa temperatura foi anotada. Em uma balança semi-analítica, foram pesados 2,5g do nitrato de potássio comercial que posteriormente foi adicionado a água contida no calorímetro. A solução mantida em agitação constante(com cuidado). Foi anotada a temperatura mínima da solução. 
Resultados e discussão
1ª parte: Indicador ácido-base - fenolftaleína
Certas substâncias adquirem coloração diferente em solução ácida e em solução básica. São os indicadores ácido-base, utilizados para reconhecer o caráter de uma solução. Como exemplo, utilizamos a fenofltaleína a qual torna-se vermelha em solução básica e incolor em solução ácida.
Ao misturarmos 2 gotas de fenolftaleína na solução de HCl(aq) a solução permaneceu incolor.
2ª parte: 
Processo exotérmico, reação espontânea: 
Na química os compostos ou moléculas formadas sempre tendem ao estado de menor energia, no caso, como ocorre a saída de energia o novo arranjo dos íons é o estado de menor energia potencial (energia de rede).
Ao adicionarmos o hidróxido de sódio ao sistema inicialmente a solução tornou-se rósea, por causa da adição da base. Ao deixarmos a reação de neutralização ocorrer a solução voltou a ser incolor, pois foi detectado nos cálculos a existência de excesso de ácido.
3ª parte: 
H = E + PV - quando não existem gases envolvidos na reação química a variação de pressão é normalmente bastante pequena, e nessas condições:
H = q
Questões:
Considerando que a capacidade calorífica do calorímetro utilizado fosse desprezível (Ccalorímetro = 0) qual seria a variação de temperatura nessa condição ideal para a reação de neutralização realizada na parte 2? A densidade dessa solução bem como o calor específico para esta solução está na tabela 1. O ∆H dessa reação de neutralização é 57,3 kJ. Mol-1. Explique a diferença entre o valor teórico e aquele obtido experimentalmente. Como poderíamos corrigir tal desvio?
Com a capacidade calorífica do calorímetro desprezada, tem-se que:
Pela tabela 1, sabe-se que a densidade da solução neutralizada é:
Para 50ml de solução, tem-se:
Como a reação é de 1mol de NaOH para 1mol de HCl tem-se que o NaOH é o reagente limitante e o HCl é o reagente em excesso. Há um excesso de 0,0020mol de HCl, ou seja 0,0020 mol não reagiram com NaOH. Desse modo, tem-se que:
 Como a reação acontece à pressão constante, tem-se que 
		A diferença do valor teórico, 6,80°C, e do valor experimental, 5,75°C, é de 1,05°C, portanto o desvio foi baixo. Tal desvio pode ser corrigido usando-se um calorímetro ideal, pois o usado absorveu certa quantidade de calor da reação fazendo com que ocorre-se erro na medição na leitura do termômetro e também devido ao fato do ácido clorídrico usado estar em excesso.
2. Apresente os cálculos feitos para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro e da entalpia de dissolução do nitrato de potássio. Compare os seus resultados com os valores de ΔH destes processo encontrados na literatura.
° A determinação da capacidade calorífica do calorímetro é dada por:
 
 
A capacidade calorífica do calorímetro é 37,07 J/°C.
° Entalpia de dissolução do KNO3:
ΔT = 15 – 22,5 
ΔT = -7,5
Pela variação de temperatura observada, percebe-se que a dissolução do referido sal constitui um processo endotérmico, ou seja, a reação absorve energia, na forma de calor, da água contida no calorímetro. É importante salientar que, em um processo de dissolução de um sólido em um líquido, como é o caso do KNO3 em água, tem que considerar a energia reticular e a energia de dissolução do sólido em questão. Para que a segregação das partículas constituintes de um sólido ocorra, deve ser fornecida energia para que o retículo cristalino se dissocie. É a essa energia absorvida pelo sal, caracterizando, portanto, etapa endotérmica, que se dá o nome de Energia Reticular. Já em uma segunda etapa, após a dissociação das partículas constituintes do sal, deve-se considerar a energia envolvida no processo de interação entre tais partículas com as partículas do líquido. Tal etapa é um processo exotérmico³. Logo, o saldo energético em ambas as etapas é o que dirá se a dissolução como um todo é endotérmica ou exotérmica.
0,025 mol ---------- (-295,93 J)
 1 mol ---------- x
X
= - 11,833 KJ/mol
Em pressão constante e sem trabalho de não expansão: 
 
Conclui-se qe o (Processo endotérmico)
O desse processo encontrado na literatura é de 34,91 KJ/mol 
Comparado com o da literatura, o resultado é discrepante. Isso ocorre, porque o calorímetro que foi utilizado não é ideal e ainda pode ter ocorrido perda de solução devido a troca de vidraria.
Conclusão
O experimento realizado atingiu o objetivo, uma vez que as propriedades do calorímetro foram estudadas e aprimoradas, assim como os conhecimentos sobre entalpia, capacidade específica, fluxo de calor entre outras. Novamente, como em outros experimentos é reforçado conhecimentos básicos da química ao se preparar soluções, cálculo estequiométrico, e estrutura dos componentes inorgânicos utilizados.
Referências
¹ Atkins,Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro – 5. Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2012. 
² Brown, Theodore L.; Le May, Jr, H. Eugene.; Bursten, Bruce E.; Burdge, Julia R. Química a Ciência Central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Education, 2007. 972 páginas.
³ QUÍMICA ESSENCIAL · JOÃO USBERCO, EDGARD SALVADOR 4ª Edição (2011)
 Relatório USP – calor de reação <graduacao.iqsc.usp.br/files/Relatorio10.doc>
 Acessado em: 30 de novembro de 2013, horário: 16horas 16 minutos
“Experimento de Química das Transformações 2013” , UNIFESP, Campus Diadema, 2013”.
Anexos