relatório variação de entalpia

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INSTITUTO FEDERAL DO PARANÁ
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA – CÂMPUS PALMAS
ALEXANDRE GOMES
ALEXANDRE MICHELON	
AISLAN GUIMARÃES
RICARDO SAUNER
DETERMINAÇÃO DA VARIAÇÃO DA ENTALPIA DE REAÇÕES QUÍMICAS
RELATÓRIO DE PESQUISA
PALMAS
2018
1. INTRODUÇÃO 
Quando uma transformação ocorre a pressão constante, o único trabalho possível é o trabalho de expansão e o calor liberado é igual à ∆H (variação da entalpia), ou seja, qP=∆H, onde qP é o calor da reação química a pressão constante. Esse calor pode alterar a energia do sistema. Assim, medindo-se a variação da energia do sistema podemos determinar o calor produzido pelas reações químicas. O método que estuda tais relações é a calorimetria. O presente experimento tem por objetivo determinar o calor de uma reação de neutralização por calorimetria, para isso usaremos um calorímetro, o qual nos aproxima de um sistema isolado, porem a troca de energia com o meio é inevitável, pois não é conhecido um sistema totalmente isolado. A capacidade calorífica do calorímetro foi determinada no experimento passado, e é igual a 22,45 cal(Cº)-1.
2. MATERIAL E MÉTODOS
2.1 Material
Vidrarias e Equipamentos
Calorímetro (100 mL);
Termômetro;
Proveta (50 mL) (2);
Béquer (50 mL).
2.1.2 Reagentes 
HCl (1mol/L);
H2SO4 (1mol/L);
H2CCOOH (1mol/L).
NaOH (1mol/L).
Metodologia
Primeiramente foram medidos 40 mL de HCl com o auxilio de uma proveta, e transferido para o calorímetro e em sequencia anotado a temperatura (Ta), o segundo passo do experimento foi medir 40 mL de NaOH em um béquer e anotar a segunda temperatura (Tb), após isso foi transferido o conteúdo do béquer para o calorimetro e fechado, e então medindo a temperatura do sistema a cada 10 segundos pudemos obter o equilíbrio térmico (Teq).
Repetimos o procedimento para os ácidos H2SO4 e H3CCOOH, sempre medindo 40 mL de acido e o mesmo volume de base.
Para calcular a entalpia, usamos a seguinte formula:
Ou seja:
 
 
Onde:
C= 22,45 cal/ºC (valor obtido no calculo da capacidade calorífica do calorímetro)
 
 
3 RESULTADOS E DISCUSSÕES
Primeiramente foi adicionado com o auxilio de uma pipeta 40 mL de HCl no calorímetro e medido a temperatura (Ta), o qual apresentou 25ºC, em sequencia também usando uma pipeta foi medido a temperatura de 40 mL de NaOH em um béquer, e a base apresentou 25ºC, em seguida, foram misturados os dois compostos no calorímetro e fechado rapidamente, então foi observado a temperatura a cada dez segundos, e quando a mesma se manteve estabilizada concluímos o valor do equilíbrio térmico (Teq), que no caso foi de 26ºC.
Usando a formula podemos obter a temperatura inicial: .
Em seguida foi repetido o procedimento para o para o H2SO4 e H3CCOOH e medido a temperatura de ambos. Os dados obtidos constam na tabela a seguir:
	Ácidos
	Ta (ºC)
	Tb (ºC)
	Ti (ºC)
	Teq (ºC)
	T (ºC)
	HCl
	25
	25
	25
	26
	1
	H2SO4
	25
	25
	25
	27
	2
	H3CCOOH
	25
	25
	25
	26
	1
Utilizando a formula , podemos calcular então o valor da entalpia de neutralização de cada acido.
Na ordem em que foi feito o experimento, começamos com HCl:
 
 
 
 
 
Sabemos que nosso experimento foi feito com 0,04 mol de NaOH, portanto para 1 mol:
-102,45 0,04 mol
 X 1 mol
 = -2.561,25 cal/mol
Transformando caloria para Joule:
-2.561,25 cal . 4,18 = -10.706 J
E Joule para KiloJoule:
-10.706 J / 1.000 = 10,7 KJ/mol, portanto:
HCl + NaOH NaCl + H2O 
Então podemos dizer que a cada 1 mol de NaCl + H2O formado, são liberados 10,7 KJ na forma de calor.
Em sequencia usando os dados coletados usando o acido H2SO4, podemos calcular a entalpia da reação:
 
 
 
 
 856,482 J
 = 21.412,05 J/mol
 , portanto:
H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O 
Entao podemos afirmar que a cada 1 mol de Na2SO4 + H2O são liberados 21,45 KJ
A ultima parte do experimento foi feita a neutralização do acido H3CCOOH, após coletar os dados podemos calcular:
 
 
 
 
 
 
 
Ou seja:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) = CH3COONa(aq) + H2O(l) 
Os dados obtidos foram representados na tabela a seguir:
	Ácidos
	Ta (ºC)
	Tb (ºC)
	Ti (ºC)
	Teq (ºC)
	 T (ºC)
	Qsolução(cal)
	
	
	
	HCl
	25
	25
	25
	26
	1
	80
	22,45
	-102,45
	-10,7
	H2SO4
	25
	25
	25
	27
	2
	160
	22,45
	-204,9
	-21,41
	H3CCOOH
	25
	25
	25
	26
	1
	80
	22,45
	-102,45
	-10,7
Segundo a literatura, as reações de neutralização devem apresentar entalpia próxima a -57,74 KJ/mol, porem os resultados obtidos através dos cálculos, nos deram valores significativamente diferentes, o resultado mais próximo foi a reação do acido H2SO4 que apresentou entalpia de -21,41 KJ/mol.
Possíveis erros nas medições das temperaturas podem ter contribuído para os resultados determinados experimentalmente, tanto por parte dos analistas, quanto por parte do calorímetro não ser totalmente isolado, ocorrendo assim, trocas de calor com o meio exterior. Para que o calorímetro fosse mais eficiente deveria ter paredes duplas e vácuo entre as mesmas para minimizar mais ainda as perdas de calor tanto por condução como por irradiação, porem ainda não é conhecido um sistema totalmente isolado.
A solução que recebe calor é a mistura da solução acida com a básica, portanto a temperatura inicial é a media aritmética da soma de Ta (acido) e Tb (base). Portanto sempre será Ti = (Ta + Tb)/2.
Usamos a conversão de 1g=1ml que representa o volume da água, pois os reagentes estavam diluídos, porem o correto é usar a conversão apropriada para cada reagentes.
4 CONCLUSÃO
Pode-se concluir que o método calorimétrico, apesar de ser um método simples que se baseia, unicamente, nas medições de temperaturas, é viável para determinação das entalpias de reação, havendo assim, como em qualquer outro experimento, cuidados nos equipamentos utilizados e na manipulação adequada dos mesmos e principalmente na calibração do calorímetro. Observando os resultados encontrados no experimento podemos concluir que no decorrer da prática podem ter ocorrido algumas prováveis falhas, tais como: falha na calibração do aparelho, também leitura incorreta da temperatura, mau isolamento e perda de calor para o exterior no calorímetro. 
5 REFERÊNCIAS
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2002.
FACULDADE DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA. Determinação do calor de neutralização. Disponível em: . http://www2.fc.unesp.br/lvq/calor_neutralizacao.pdf. Acesso em: 18 mar. 2018.