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RELATORIO QUIMEXP CALOR DE REAÇÃO

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Química Experimental
Calor de Reação 
Nomes: Abraão Zuza
Deborah Duarte
Professor: Roberto Amado
INTRODUÇÃO 
Termoquímica é o estudo da transferência de calor ocorrida através de processos como misturas, transições de fase e reações químicas que acontecem até que haja equilíbrio térmico, ou seja, é o calor da reação provocada pela troca de energia do meio externo com os reagentes.
Toda reação química absorve ou gera calor, ou seja, há sempre uma troca de energia. A emissão ou absorção de luz, de calor, de eletricidade são manifestações dessa energia que podem até provocar mudanças de estado físico nos componentes das reações.
O conceito científico de calor relaciona-se com a diferença de temperatura entre dois sistemas. O calor é o processo de transferência de energia de um sistema, a uma temperatura mais alta, para outro, a uma temperatura mais baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os dois sistemas, maior a quantidade de calor transferida. Quando aquecido, a quantidade de calor que um corpo pode receber depende da diferença de temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do calor específico do material de que é feito o corpo e de sua massa. 
Q = m . c . ∆T
A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como na mudança de estados físicos, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia. São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: 
- Processo exotérmico: o sistema libera calor e o ambiente é aquecido.
- Processo endotérmico: o sistema absorve calor e o ambiente se resfria.
Nas reações químicas e nas transformações físicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida é conhecida como calor de reação. Os calores de reação representam a variação de entalpia (∆H) do sistema, quando os processos ocorrem à pressão constante. A entalpia (H) de um sistema está relacionada à sua energia interna e, na prática, não pode ser determinada. Entretanto conseguese medir a variação de entalpia (∆H) de um processo através de aparelhos chamados calorímetros. O cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão genérica: 
		∆H = Hfinal – Hinicial
ou
∆H = Hprodutos – Hreagentes
A entalpia de muitas reações químicas não pode ser determinada experimentalmente. Assim, a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada a partir da entalpia de outras reações, utilizando-se a lei de Hess: “A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.” . De acordo com essa lei, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação por meio da soma algébrica de equações químicas de reações que possuam ∆H conhecidos.
 OBJETIVO
Medir a quantidade de calor absorvido ou liberado em determinada reação química e a partir disso entender o conceito de entalpia de reação e aplicar a Lei de Hess.
MATERIAIS
2 copos de poliestireno 
Solução de HCl 2,0 mol/L
Solução de NaOH 2,0 mol/L
Termômetro
Proveta de 50 mL
 
MÉTODOS
Em um dos copos de poliestireno colocou-se, usando a proveta, 40 mL da solução de HCl e no outro copo 40 mL da solução de NaOH. Com o termômetro, verificou-se a temperatura de ambas as soluções (temperatura ambiente). Entre a medição de uma solução e outra lavou-se e secou-se o termômetro. Em seguida, adicionou-se ,com agitação, a solução de NaOH à de HCl e mediu-se a temperatura máxima alcançada.
RESULTADOS
Para calcular o calor de reação utilizou-se a formula: 
Q = m . c . ∆T
m=80g=80x10-3kg, pois 40mL+40mL=80mL e como a solução está diluída, considera-se que seja tudo água, então utilizou-se a densidade da agua (1g/mL) para calcular a massa.
c=4,18x103 J kg-1 K-1 (calor específico da água)
∆T= Tfinal-Tinicial= 35,6°C-24,8°C= 10,8
Q= 80x10-3 . 4,18x103 . 10,8 = 3,612 kJ
Cálculo do número de moles de NaOH utilizado:
2 mols de NaOH ----- 1000mL
x mols de NaOH ----- 40mL
x= 0,08 mols de NaOH 
logo, a cada 0,08 mols de NaOH são liberados 3,612 kJ. Para 1 mol temos:
0,08 mols de NaOH ------- 3,612kJ
1 mol de NaOH ------------ y kJ
y= 45,15 kJ
Logo, são liberados 45,15 kJ por mol de NaOH, esse é o ∆rH3.
Durante a prática outros grupos calcularam o ∆rH1, ∆rH2 e ∆rH3. Abaixo segue a tabela com os valores obtidos para os demais grupos:
	
	∆rH1 
	∆rH2
	∆rH3
	
	-67,994 kJ/mol
	-98,346 kJ/mol
	-45,150 kJ/mol
	
	-59,788 kJ/mol
	-100,01 kJ/mol
	-49,992 kJ/mol
	Média
	-63,891 kJ/mol
	-99,178 kJ/mol
	-47,571 kJ/mol
Os ∆rH são negativos pois são reações exotérmicas. 
DISCUSSÃO
O ∆rH1 representa o calor liberado na reação de dissolução do hidróxido de sódio sólido água, formando solução aquosa de íons:
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) + calor liberado (1)
O ∆rH2 representa o calor liberado quando o hidróxido de sódio sólido reage com solução aquosa de ácido clorídrico, formando água e solução de cloreto de sódio:
NaOH(s) +H+(aq) +Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + calor liberado (2)
O ∆rH3 representa o calor liberado quando a solução aquosa de hidróxido de sódio reage com solução aquosa de ácido clorídrico, formando água e solução aquosa de cloreto de sódio:
 Na+(aq) + OH-(aq) +H+(aq) +Cl-(aq) → → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + calor liberado (3)
Fazendo a soma algébrica da equação (1) e (3) obtemos a equação (2):
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) (1)
Na+(aq) + OH-(aq) +H+(aq) +Cl-(aq) → → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (3)
NaOH(s) +H+(aq) +Cl-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) (2)
Logo, pela Lei de Hess, a soma da ∆rH1 com a ∆rH3 nos dá a ∆rH2:
∆rH1 + ∆rH3 = ∆rH2
-63,891 + (-47,571) = -111,462 kJ/mol
Comparando o valor de ∆rH2 =-99,178 kJ/mol obtido experimentalmente com o valor de ∆rH2 obtido pela soma (∆rH3 + ∆rH1 = -111,462 kJ/mol) é possível observar uma diferença percentual de 12,4%. Essa diferença pode ter ocorrido por algum problema durante a realização da prática, como não ter esperado alcançar a temperatura máxima alcançada e ter anotado uma inferior, a concentração das soluções utilizadas serem antigas e precisarem de uma nova padronização, entre outros. 
CONCLUSÃO
Utilizando os conhecimentos teóricos da Lei de Hess foi possível calcular a variação de entalpia do Hidróxido de sódio em meio aquoso, até se juntar com ácido clorídrico e no fim ocorrer a formação do Cloreto de sódio (aquoso) e comprovar com base nessa teoria que a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação.
BIBLIOGRAFIA
BROWN, T. L. LEMAY JR, H. E. BURSTEN, B. E. Química a ciência central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.
RUSSEL, J. B. Química Geral, volume 1. 2ª Ed. São Paulo: Makron Books, 2004.

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