relatorio 2 refeito

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Análise calorimétrica	Experimento 
2
Nome do aluno: Raquel Santos, Jean Felipe, Lucas Santos
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, 
Brasil 
Professor: Jefferson Princival
Data da prática: 17/03/2018; Data de entrega do relatório: 06/04/2018
 
Resumo 
Este experimento tem como objetivo, através da construção de um calorímetro, analisar tipos de reações químicas e os vários fatores que influenciam nas entalpias das mesmas.
Palavras chaves: reação; energia; calor; temperatura; calorímetro.
2Química Geral Experimental 2, Raquel Maria dos Santos, Experimento 2
5 
 
Introdução 
	A termoquímica faz-se presente no dia a dia para explicar as reações químicas e as energias nelas envolvidas.
	Cada substância possui um “conteúdo calorífico” característico denominado entalpia. Assim, nesse experimento, através das reações químicas de ácidos (), bases (e) e dissolução de sal (+) pôde-se analisar os tipos de reações e os diversos fatores que afetam à variação de entalpia ().
Procedimento Experimental 
1ª parte: Construção do calorímetro
Mediu-se a massa de um béquer de 250 mL limpo e seco, envolvendo-o com toalhas de papel amassadas de maneira que formem bolsas de ar preso no interior de um béquer de 1000 mL e colocou-se a tampa de isopor no béquer de 250 mL, com um pequeno furo no centro que permita a introdução do termômetro.
2ª parte: Determinação do calor de reação de neutralização – .
Mediu-se, com o auxílio de um balão volumétrico, 100 mL de solução 2,0 M de e transferiu-se para o béquer de 250 mL inserido no interior do calorímetro, verificando a temperatura. Logo após, repetiu-se o mesmo procedimento agora utilizou-se 100 mL de solução 2,0 M de em outro béquer. É necessário verificar as temperaturas para observar se elas não diferem em mais de 1 ºC. Transportou-se os 100 mL da solução ácida para o béquer que já continha a solução alcalina e tampou-o com o isopor e introduziu-se o termômetro no orifício, agitou-se levemente a mistura. Registrou-se os valores de temperatura a cada 15 segundos por três minutos.
3ª parte: Determinação do calor de reação de neutralização - .
Repetindo-se o procedimento da atividade anterior, foi utilizado, desta vez, 100 mL de solução de 2 M de .
4ª parte: Determinação do calor de dissolução do .
Transferiu-se 150 mL de água destilada para o béquer de 250 mL que funciona como câmara calorimétrica e verificou-se a temperatura da água. Foi medido, com exatidão, aproximadamente 8,5 g de cloreto de amônio, certificando-se que o mesmo se encontra bem pulverizado. Rapidamente, transferiu-se a massa de cloreto de amônio medida para a câmara calorimétrica e cobriu-se com a tampa e o termômetro. Logo em seguida, registrou- os valores de temperatura a cada 15 segundos por três minutos.
Resultados e Discussão
A princípio, mediu-se a massa de um béquer de 250 mL e foi obtido = 97,72A temperatura do ambiente era de 24. As temperaturas dos e foram respectivamente de 24.
Na mistura anotou-se as temperaturas de 15 em 15 segundos durante 3 minutos. A tabela 1 corresponde a margem de variação de temperatura da mistura de .
	Tempo (segundos)
	Temperatura (°C)
	 0
	 24
	 15
	 26
	 30
	 26
	 45
	 26
	 60
	 26
	 75
	 26
	 90
	 26
	 105
	 26
	 120 
	 26
	 135
	 26
	 150
	 26
	 165
	 26
	 180
	 26
Tabela 1: Temperatura obtida na reação .
	
	As temperaturas ambientes de e foram respectivamente de 24. Na mistura +, anotou-se as temperaturas de 15 em 15 segundos durante 3 minutos. A tabela 2 corresponde a margem de variação de temperatura da mistura de +. 
	Tempo (segundos)
	Temperatura (°C)
	 0
	 34
	 15
	 34
	 30
	 34
	 45
	 34
	 60
	 34
	 75
	 34
	 90
	 34
	 105
	 34
	 120 
	 34
	 135
	 34
	 150
	 34
	 165
	 34
	 180
	 34
Tabela 2: Temperatura obtida na reação + .
	Na mistura +, foram registrados os valores de temperatura a cada 15 segundos por três minutos. A tabela 3 corresponde a margem de variação de temperatura da mistura de +. 
	Tempo (segundos)
	Temperatura (°C)
	 0
	 24
	 15
	 23
	 30
	 22
	 45
	 22
	 60
	 22
	 75
	 22
	 90
	 22
	 105
	 22
	 120 
	 22
	 135
	 22
	 150
	 22
	 165
	 22
	 180
	 22
Tabela 3: Temperatura obtida na reação +.
Para calcular o calor de reação de neutralização ΔH, usa-se a diferença de reação de entalpia de formação de produtos e reagentes, que é dado por:
 = - 
Onde representa os coeficientes estequiométricos da equação química. A tabela 4 mostra dados teóricos das respectivas entalpias de neutralização entre esses ácidos e bases.
	Substância
	
	
	- 314,43
	
	- 470,11
	
	- 167,16
	
	- 362,5
	
	- 285,83
	
	- 411,15
Tabela 4: Substâncias e suas respectivas entalpias [4]
• Reação de neutralização padrão entre base forte () com ácido forte ():
 + + 
 = { + } - { + }
 = { ( - 411,15) + ( - 285,83)} – {( - 167,16) + ( - 470,11) }
 = - 696,83 + 637,16 = - 59,67
• Reação de neutralização padrão entre base fraca () com ácido forte ():
 + + 
 = { + } - { + }
 = { ( - 314,43) + ( - 285,83)} – {( - 167,16) + ( - 362,5) }
 = - 600,26 + 529,66 = - 70,60
Pode-se perceber que a variação de entalpia dessas reações são de valor negativo, pois são reações de neutralização exotérmicas e com isso a energia do sistema é liberada para o ambiente.
Em seguida, determinou-se a capacidade calorífica, em, do sistema calculando o valor experimental do calor de neutralização a partir de medidas de temperatura antes e depois da reação.
• Capacidade calorífica do sistema
Dados:
= 4,18 
 = 1,00 
= 0,753 
 = 97,72
 = + .
Usando: =; = 
 836 73,58 = 909,58
Capacidade calorífica do sistema
O sistema do calorímetro está termicamente isolado, ou seja, sua energia térmica se conserva e com isso a única troca de calor existente é entre os compostos da mistura. Denomina-se a esse processo como adiabático no qual o calor transferido para aquecer a solução aquosa do sal fornecido é igual ao utilizado para aquecer as paredes internas do calorímetro:
 = + 
Utilizando a expressão acima:
Onde,
 massa da solução de sal formada
 capacidade térmica específica da solução
 capacidade térmica do calorímetro
 temperatura inicial do ácido
 temperatura inicial da base
 temperatura final da mistura
O calor obtido se refere a neutralização em 2,0 M de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, já para 1 M de reagentes, multiplicou-se por quatro o resultado obtido para a reação, resultando dessa forma:
 = 4x ()
O sinal negativo na equação indica que em um processo termodinâmico exotérmico ocorre liberação de calor e a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes e assim a variação de entalpia é negativa.
Através desses dados, foi possível calcular o calor de neutralização na reação entre um ácido forte () por uma base forte ():
	
	
	
	24
	24
	26
Tabela 5: temperaturas obtidas na reação entre e 
Substituindo os valores na equação:
 200 x = 19853,16
Onde
 = 4x ()
 = 4x() = 
Em seguida foi determinado o calor de neutralização em uma reação entre um ácido forte () e uma base fraca ().
	
	
	
	24
	24
	34
Tabela 6: temperaturas obtidas na reação entre e 
Substituindo os valores na equação:
 200 x = 17455,80
Onde
 = 4x ()
 = 4x () = 
A tabela 7 apresenta os valores estimado (experimentalmente) e teórico das entalpias de neutralização, respectivamente.
	
	
	
	
	
	- 59,67
	 + 
	
	- 70,60
Assim, calculou-se o erro relativo através da equação abaixo:
% = x 100%
Na primeira reação ( foi obtido um erro relativo de aproximadamente 33%, um valor bastante expressivo, que pode estar relacionado com as medições feitas sobre a temperatura, detalhes no manuseio dos materiais que podem ter influenciado nos resultados e sobre o próprio calorímetro por não ser totalmente adiabático. 
Já na segunda reação ( ), o erro foi de apenas 1,1%, aproximadamente. Com isso, pode-se afirmar que o resultado foi excelente.
Em seguida, foi determinado o calor de dissolução que é o calor suficiente para se obter uma solução diluída, neste caso obteve-se como soluto o cloreto de amônio () e a água destilada () como solvente, em que há os seguintes dados:
 capacidade térmica do calorímetro
 temperatura dono calorímetro
= temperatura inicial do
 temperatura ambiente
 temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal
 = 1,57 /
 = 
= - [(–) +.. (–) +.. ( –)] /
= - [909,58(22–24) +.. (22–24) + .1,57 /. (22 –)] /
= 19,51 
	Pôde-se perceber que a variação de entalpia de dissolução dessa reação é de valor positivo, pois é uma reação endotérmica e indica que houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de calor. Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes.
A tabela 8 apresenta os valores estimado e teórico da entalpia de dissolução:
	
	
	
	
	19,51 
	15,69 
Na terceira reação + foi obtido um erro relativo de aproximadamente 24,3% onde o mesmo está relacionado com o fato de não ocorrer uma completa solubilização do sal, sendo assim, não ocorreu uma liberação total de energia.
Conclusão 
	Foi possível entender os conceitos químicos abordando variações, de energia em geral. Com esses conceitos, pode-se analisar as reações exotérmicas e endotérmicas. No 1º caso, em que nos cálculos, resultou-se 33% de erro. Isso ocorreu por erros inevitáveis no procedimento experimental: um dos motivos foi a temperatura do ar-condicionado (24 ºC) que interferiu, dificultando o processo de troca de calor no calorímetro + sistema, pois, o calorímetro não era totalmente adiabático. Com isso, conseguiu-se equilibrar a temperatura ambiente apenas no 2º (o menor erro obtido) e 3º caso. Percebeu-se também que as mudanças de temperaturas acontecem de forma rápida, onde nos três experimentos não levaram mais de 30 s para ocorrerem e seus gráficos apresentaram comportamento em sua maior parte, constante.
Referências 
[1]http://quimicanahistoria.blogspot.com.br/2010/07/historia-da-cromatografia.html acessado em 29/03/2018 às 08:45
[2]Química C/ Carlos Alberto Cordeiro e Everaldo Castro – Recife: Liber, 198
[3] FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005
[4] ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
Anexos