Relatório 07 termoquimica

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
 Campus Nova Friburgo
 CURSO DE ENGENHARIA AMBIENTAL
Renato Duarte Santos
Mat.201301382582
Nova Friburgo
Março de 2018
 UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
 Campus Nova Friburgo
 CURSO DE ENGENHARIA AMBIENTAL
Renato Duarte Santos
Mat. 201301382582
Pratica I – Estudo Qualitativo do Equilíbrio Químico
Relatório apresentado a Professora Valéria Dutra Ramos, como requisito parcial para avaliação da disciplina de Química Analítica, do 3º Período do curso de Graduação em Engenharia, da Universidade Estácio de Sá - campus Nova Friburgo.
Nova Friburgo 
Março de 2018
INTRODUÇÃO
O conceito de equilíbrio químico consiste em que a quantidade de átomos de uma substância no reagente, necessariamente implica a permanência quantitativa dessa mesma substância no produto e que a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. Em outras palavras, nesta situação química, as substâncias não desaparecem, mas se transformam continuamente. Vale ressaltar que, normalmente, para o equilíbrio químico aconteça, a reação deve ser do tipo reversível. Uma reação é classificada como reversível quando ocorre tanto no sentido em que os reagentes formam os produtos, quanto no sentido inverso, onde os produtos formam os reagentes. Uma reação é irreversível quando toda ou quase toda a quantidade de reagentes é consumida e transformada em produtos. 
Segundo princípio de Le Chartelier, um sistema químico tende a restabelecer o equilíbrio agitado por um algum agente, gerando uma tendência de neutralidade no sentido oposto ao esforço aplicado. Esses agentes podem ser a concentração (quantidade de substâncias), a pressão parcial ou total ( reagentes e produtos) e a temperatura. 
Esse relatório tem como objetivo, identificar através de experimentos químicos o deslocamento de equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier). 
Ate chatelier
	
REAÇÃO ENDOTÉRMICA:
Se o valor for positivo (+) a reação é endotérmica.
A reação absorveu energia para acontecer.
 
REAÇÃO EXOTÉRMICA:
Se o valor for negativo (-) a reação é exotérmica.
A reação perdeu energia para acontecer.
OBJETIVOS
PARTE I: Analisar quantitativamente o calor liberado em uma transformação química.
PARTE II: Determinar o calor de neutralização da reação química.
PARTE III E IV: Analisar qualitativamente o calor liberado e absorvido nas transformações químicas.
MATERIAIS
Calorímetro (copo de isopor);
Bastão de vidro;
Termômetro com divisão de 0,1ºC;
Chapa aquecedora; 
Bécher de capacidade de 150 ml; 
Proveta de capacidade de 100 ml;
Pinça de madeira;
Vidro de relógio;
Pissete de água;
Balança digital;
Solução 1M de NaOH (hidróxido de sódio);
Solução 1M de HCl (ácido clorídrico);
Solução de concentrado (ácido sulfúrico);
 (bicarbonato de sódio).
PROCEDIMENTOS
Depois de verificar que todos os integrantes do grupo portavam os EPI’s (Equipamentos de Proteção Individual) básicos, adequados aos procedimentos exigidos pelo experimento, como: jaleco, luvas, óculos de segurança e sapatos fechados foi dado início ao trabalho.
1º PASSO (REALIZADO EM TODAS AS PARTES DO EXPERIMENTO): O primeiro passo se deu pela identificação, seleção e separação das vidrarias e utensílios que seriam utilizados.
PARTE I:
2º PASSO: Por meio de uma proveta, medimos 100 ml de água destilada e posteriormente, transferimos para o calorímetro de isopor.
3º PASSO: Após a transferência para o calorímetro, com o auxilio do termômetro aferimos a temperatura exata da água destilada equivalente à: t1 = 20°C (temperatura ambiente)
4º PASSO: Com uma proveta, medimos novamente 100 ml de água destilada, após isso, transferimos o líquido para um bécher de capacidade de 150 ml e aquecemos até cerca de 60°C com o auxílio da chapa aquecedora. A temperatura exata foi medida: t2 = 60°C
5º PASSO: A água aquecida foi rapidamente vertida no calorímetro de isopor, sendo agitada cuidadosamente com o termômetro. A temperatura mais alta observada foi medida novamente e anotada, correspondente à: t3 = 38°C 
PARTE II:
2º PASSO: Colocamos no calorímetro de isopor, por meio de uma proveta, 100 ml de solução 1M de NaOH (hidróxido de sódio), depois utilizamos um termômetro para medir a temperatura e anotamos: t4 = 20°C.
3º PASSO: Feito isso, colocamos em um bécher de capacidade de 150 ml, por meio de uma proveta, 100 ml de solução 1M de HCl (ácido clorídrico).
4º PASSO: De uma só vez, vertemos a solução de HCl sobre a de NaOH, agitamos e anotamos a temperatura mais alta observada: t5 = 21°C.
PARTE III:
2º PASSO: Colocamos em um tubo de ensaio, com o auxílio de um bécher, 10 ml de água. 
3º PASSO: Após isso, adicionamos, cuidadosamente e com o auxílio de um conta-gotas, gotas de solução de concentrado e sentimos com as pontas dos dedos a mudança de temperatura do tubo. 
PARTE IV:
2º PASSO: Utilizamos a balança digital e o vidro de relógio para pesar cerca de 1g de , e colocamos em um bécher de 50 ml seco.
3º PASSO: Após isso, adicionamos gotas de solução de HCl com o auxílio de um conta-gotas e observamos a mudança de temperatura do tubo.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
PARTE I:
Depois de realizados todos os procedimentos referentes à PARTE I, pôde-se observar que a temperatura varia sempre do corpo mais quente para o corpo mais frio, até atingir o equilíbrio.
Além disso, o calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água mais fria e pelo calorímetro de isopor. Conforme o cálculo abaixo:
= 
Onde: 
Considerando = e a massa do copo de isopor desprezível, tem-se: então, sabendo que: t1 = 20°C ; t2 = 60°C ; t3 = 38°C
 Substituindo os valores na fórmula:
PARTE II:
Depois de realizados todos os procedimentos referentes à PARTE II, pôde-se observar que a temperatura varia sempre do corpo mais quente para o corpo mais frio, até atingir o equilíbrio.
Considerando a massa das soluções igual a 200 g, a capacidade calorífica (C) calculada no item anterior (22,22 cal) e o calor específico da água (c) igual a 1cal/g°C, teremos que a reação forneceu a seguinte quantidade de calor: Q(cal) = 200 (t5-t4) + C (t5-t4) então sabendo que: t4 = 20°C ; t5 = 21°C
Substituindo os valores na fórmula:
PARTE III:
Depois de realizados todos os procedimentos referentes à PARTE III, pôde se observar que houve aquecimento do tubo de ensaio que continha a solução, o que quer dizer que em uma reação exotérmica a energia é transferida de um meio interior para o meio exterior, assim aquecendo o ambiente. Ou seja, ocorre liberação de calor, sendo, portanto, a energia final dos produtos menor que a energia inicial dos reagentes. 
Da prática, tem-se a seguinte equação:
A reação é espontânea e exotérmica e a temperatura elevada irá abaixar até que a mesma alcance o equilíbrio.
PARTE IV:
Depois de realizados todos os procedimentos referentes à PARTE IV, pôde-se observar que houve resfriamento do bécher que continha a solução, o que mostra que a variação de energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes, fazendo com que todo o recipiente no qual estão contidos se resfrie da mesma maneira.
Da prática, tem-se a seguinte equação:
CONCLUSÕES
A partir dos experimentos realizados nas PARTES I e II, pode-se concluir que a temperatura varia sempre do corpo mais quente para o corpo mais frio, até atingir o equilíbrio. Para atingir esse equilíbrio, o calor cedido pela água mais quente é igual
ao recebido pela água mais fria e pelo calorímetro de isopor. Conclui-se também que todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações materiais e mudanças de estados físicos, variações energéticas.
Nas PARTES III e IV, conclui-se que nas reações químicas e bioquímicas sempre há liberação ou absorção de energia do ambiente de alguma forma. Quando a reação for exotérmica, ocorrerá liberação de calor. E quando for endotérmica, ocorrerá absorção de calor. Nesse tipo de experimento devemos sempre trabalhar dentro da capela pois há liberação de calor.
QUESTIONÁRIO
PARTE II:
Quais erros possíveis neste experimento?
a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material, devida a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.; 
b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior. A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: decréscimo do tamanho do material, agitação, aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico. 
Esse experimento poderia ser usado em uma reação endotérmica? Comente.
Sim. O calor de neutralização é o calor liberado para a vizinhança na reação de 1 mol de ácido forte com 1 mol de base forte e formação de 1 mol de água, logo, a vizinhança sofrerá um processo endotérmico, pois estará recebendo esse calor liberado.
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
AMARAL, L. Trabalhos Práticos de Química. São Paulo: Livraria Nobel S.A., 1995.
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E.; Química geral; 2. ed. Rio de Janeiro; LTC; 2005-2006; v. 1 e 2.
FELTRE, Ricardo. (1990). Fundamentos da Química; vol. Único, 1. Edição; Ed. Moderna Ltda., São Paulo; p. 133 a 136.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul; Química geral e reações químicas; 5ª ed;  São Paulo;  Thomson, 2005.
RUSSELL, John B.; Química geral; 2. ed.; São Paulo; Makron; 2008; v.1 e 2.
SMITH, W.T. Manual de Laboratório de Química, Madrid: Harper and Row Publishers, 1990.