RElatorio V:Determinação da entalpia de dissolução

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EXPERIMENTO IV: 
DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO
Discentes: 
Caio Cesar Candido 2015.2.07.008
Letícia Lima Reis 2015.2.07.010
Susana Maria da Silva 2017.2.07.005
Tópicos: 
Objetivo
Introdução
Metodologia
Resultados e Discussões 
2
Objetivo:
3
Determinar a entalpia de dissolução do NH4Cl e do NaOH em água 
2. Introdução
4
A aplição da calorimetria está presente no cotidiano das pessoas:
Garrafas térmicas
Cobertores e agasalhos
 Sistemas de aquecimento
5
Mas também tem aplicação industrial:
6
Embasamento teórico
Calor
7
Sistema
Energia
Energia
Energia
Vizinhanças
O calor se manifesta por um efeito nas vizinhanças.
 
Energia em trânsito.
 Fenômeno de fronteira
 
Não é propriedade de estado. 
 
Depende do caminho 
 
Embasamento teórico
Calor
8
9
Embasamento teórico
Fronteira adiabática
Processo endotérmico
Processo exotérmico
Na prática não há fronteira completamente adiabática, pois esse tipo de fronteira é um modelo idealizado
 
Não permite a troca de energia como calor
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Embasamento teórico
Fronteira diatérmica
Processo endotérmico
Processo exotérmico
Calor
Calor
T constante
11
Embasamento teórico
Calorímetro
A variação de temperatura observada no calorímetro é proporcional ao calor que a reação libera ou absorve 
 
Fronteira (aproximadamente) adiabática 
12
Embasamento teórico
13
Embasamento teórico
14
Embasamento teórico
 Calorimetria e Primeira Lei da Termodinâmica
Na equação (2), q pode ser positivo ou negativo:
Se q > 0 o calor é transferido da vizinhança para o sistema e a temperatura diminui
Se q < 0 o calor é transferido do sistema para a vizinhança e a temperatura aumenta
15
Embasamento teórico
16
Embasamento teórico
17
Embasamento teórico
18
Embasamento teórico
19
Embasamento teórico
 Lei de Hess
Quando uma reação não pode ser feita de forma direta, é possível considerar essas reação como a equação geral de uma sequência de outras reações. Como a entalpia é uma função de estado, sua variação total de será a mesma. Esta regra, conhecida como Lei de Hess, é consequência da 1ª Lei da Termodinâmica.
 
2. Metodologia
20
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Calibração do calorímetro
Montagem do calorímetro
Determinar a capacidade calorífica específica do calorímetro
Medir 20g de H2O à temperatura ambiente
 
Medir 20g de H2O gelada
 
Aferir Tf
Add. no bequer menor do calorímetro
Aferir a massa do sistema
Aferir Tq
Fechar o calorímetro
Add. no béquer menor do calorímetro
Agitar
Aferir Te
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Determinação da entalpia de dissolução do NaOH e do NH4Cl
Determinar a entalpia de dissolução
Medir 40g de H2O à temperatura ambiente
 
Medir x g de sal ou base
( aprox. 2,4 g de NH4Cl ou 1,4 de NaOH) 
 
 
Add. no calorímetro
Aferir a massa do sistema
Aferir Ti
Fechar o calorímetro
Add. no calorímetro
Agitar
Aferir Te
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Determinação da entalpia de reação do NaOH (s) e do HCl (aq)
Determinar a entalpia de reação
Medir 40 ml de sç de HCl a 0,1mol/L + 1 gota de fenolftaleína 
 
Medir 1,4g de NaOH 
 
 
Add. no calorímetro
Aferir a massa do sistema
Aferir Ti
Fechar o calorímetro
Add. no calorímetro
Agitar
Aferir Te
3. Resultado e Discussão
24
25
Grupo
mH2O, q(g)
mH2O, f(g)
mcalorimetro(g)
TH2O,q(oC) eTcal, inicial(oC)
TH2O, f(oC)
Testabilização(oC)
1
20
20
52,9857
23,27
-0,07
14,01
20
20
23,11
0,05
14,14
2
20
20
53,7724
23,18
-0,19
16,23
20
20
23,1
-0,12
16,71
3
20
20
37,879
24,18
0,56
14,47
20
20
23,26
1,06
14,55
4
20
20
55,3197
23,61
0,26
14,45
20
20
23,3
0,65
13,83
5
20
20
52,9609
23,39
0,35
13,87
20
20
23,37
0,82
13,64
3.1 Determinação da capacidade calorífica específica do calorímetro
Tabela 1. Dados coletados para calibração do calorímetro
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 OBS(Apenas para estudo) A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma certa quantidade de água fria (ex. 100 mL a ± 25°C ) a uma determinada temperatura (Tf) em seu interior e mistura-se uma mesma quantidade de água (ex. 100 mL a ± 70°C ) uma outra temperatura mais quente (Tq). Mede-se a temperatura final (T), e calcula-se Ccal a partir da relação entre calor recebido (Qabsorvido) e calor cedido (Qcedido). 
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 OBS(Apenas para estudo) A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma certa quantidade de água fria (ex. 100 mL a ± 25°C ) a uma determinada temperatura (Tf) em seu interior e mistura-se uma mesma quantidade de água (ex. 100 mL a ± 70°C ) uma outra temperatura mais quente (Tq). Mede-se a temperatura final (T), e calcula-se Ccal a partir da relação entre calor recebido (Qabsorvido) e calor cedido (Qcedido). 
Tabela 2. Capacidades caloríficas específicas médias calculadas 
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Grupo
Capacidadecalorífica
específica media (ccal)
1
0,133
2
0,514
3
0,173
4
0,115
5
0,101
3.2 Determinação da entalpia de dissolução do NH4Cl
 
29
 
Tabela 3. Dados coletados para determinação da entalpia de dissolução do NH4Cl
 
30
3.2 Determinação da entalpia de dissolução do NH4Cl
 Tabela 3. Entalpias de dissolução do NH4Cl 
31
Grupo
DHexp(kJ/mol)
DHexpmedio(kJ/mol)
% Erro
1
15,69861399
15,38686135
1,9
15,07510871
2
23,33910765
22,7029534
30,89
22,06679916
3
15,40960433
15,34390962
2,25
15,27821492
4
14,92852355
15,07877377
4,05
15,229024
5
15,47238074
15,41728942
1,77
15,36219811
DH padrão = 15,69
3.3 Determinação da entalpia de dissolução do NaOH
 Tabela 4 . Dados coletados para a determinação da entalpia de dissolução do NaOH
32
33
34
3.3 Determinação da entalpia de dissolução do NaOH
 Tabela 5. Entalpias de dissolução do NaOH 
Grupo
DHexp(kJ/mol)
DHexpmedio(kJ/mol)
% Erro
1
-37,63531155
-37,41775096
18,95
-37,20019037
2
-57,79276806
-57,45360137
22,53
-57,11443469
3
-37,15543238
-37,53358725
18,69
-37,91174213
4
-37,75524306
-37,8053378
17,44
-37,85543254
5
-39,34330259
-39,18329238
13,70
-39,02328218
Determinação da entalpia de reação do NaOH
 Tabela 3. Entalpias de reação do NaOH(s) com HCl(aq) 
35
3.4 Determinação da entalpia de reação do NaOH
 Tabela 3. Entalpias de reação do NaOH(s) com HCl(aq) 
36
DH padrão = -100,36
Grupo
DHexp(kJ/mol)
%Erro
1
-93,8483
5,93
 
-95,6429
2
-139,421
28,67
 
-141,993
3
-91,9598
7,63
 
-94,5142
4
-80,8157
23,22
 
-82,075
5
-94,5135
5,29
 
-96,1107
?
3.4 Determinação da entalpia de reação do NaOH
 
37
DH padrão = -100,36 pois pela Lei de Hess:
38
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Discussão
o erro para dissolução o sal foi menor que 5% para todas as equipes e podemos supor que ele esteja associado ao método do experimento
o erro da base e da reação foi grande variando em torno de 20% para todas as equipes. Como os valores obtidos por todos os grupos foram próximos, é possível supor que o fator que mais influenciou o erro foi o caráter higroscópica do NaOH
 O higroscópica do NaOH faz com que o numero de mol de NaOH calculado seja, maior do que o real, pois parte da massa pesada era na verdade água
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Dúvidas?
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41
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Change line color, width and style.
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