Relatório Termoquímica - Físico-Química

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIOGRANDE DO NORTECAMPUS MACAU
UNIDADE CURRICULAR: FISIOQUÍMICA EXPERIMENTAL
PRÁTICA DE LABORATÓRIO 2
Alunos: Camila MacielGuilherme GiordanJoice DaianeMaria GabrielleProf. Angelo Araujo Soares
Macau, 2018.
OBJETIVOS
 Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro;
 Determinar o calor de combustão do álcool etílico;
 Determinar o calor de reação de neutralização;
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
 Copo de Isopor
 Béqueres 250 mL
 Tampa de isopor
 Termômetro
 Chapa aquecedora
 Tripé
 Tela de amianto
 Lamparina
 Álcool Etílico
 Balança analítica
 Erlenmyer de 250 mL
 Proveta de 50 mL
 Haste de suporte
 Garra metálica
 HCl 1 molar
 NaOH 1 molar
 Bastão de vidro
Procedimento Experimental
1º Experimento: Determinação da capacidade térmica do calorímetro
O calorímetro foi constituido de um Béquer inserido no interior de um copo
de isopor e em seguida adicionado uma tapa de isopor com um furo no qual
passaria o termômetro (Figura 1).
Para calibrar o calorímetro foi adicionado no interior do Béquer 30 mL de
água fria medindo-se a sua temperatura com o uso de um termômetro, 30 mL de
água quente com temperatura previamente medida foram adicionadas ao
calorímetro, em seguida tampou-se o calorimentro e foi auferido a temperatura na
qual essa se estabilizava.
Figura 1. Foto do calorímetetro com Termômetro.
Fonte: Autor
2º Experimento: Determinação do Calor de combustão do álcool etílico
Para determinar o calor de combustão do álcool etílico mediu-se a massa de
uma lamparína contendo álcool etílico e a massa de um erlenmeyer vazio. No
erlenmeyer foi transferido com auxilio de uma proveta 100 mL de água, a temperatura
do sistema erlenmeyer + água foi medida.
A lamparina foi acesa e posta sobre o suporte com a tela de amianto para
aquecer a água do erlenmeyer durante 3 minutos (Figura 2). Após esse tempo a
lamparina foi apagada e mediu-se a temperatura da água. Posteriormente a massa da
lamparina+álcool foi tomada.
Figura 2. Foto da lamparina com álcool sobre tripé com tela de amianto para o
aquecimento do Erlenmeyer e água.
Fonte: Autor
3º Experimento: Determinação do Calor de reação de neutralização (ácido-base)
No calorímetro previamente montado foi vertido 30 mL de HCl 1M e sua
temperatura medida, em um béquer foi adicionado 30 mL de NaOH 1M averiguando a
temperatura do mesmo. A solução de NaOH foi adicionada no calorímetro. Esperou-se
até a temperatura no interior do calorímetro estabilizar para registrar esse valor.
RESULTADOS
1º Experimento: Determinação da capacidade térmica do calorímetro
Os dados para calibração do calorímetro se encontram na Tabela 1.
Tabela 1. Dados para calibração do calorímetro
Massa da água Temperatura Temperatura de
Equilíbrio
Água Fria 30 mL 27 ºC 36 ºC
Água Quente 30 mL 62 ºC
Com esses dados a Capacidade Calorífica do Calorímetro (Ccal) foi
medida por meio da equação (1):
CalC = -[ água quentem * águac *( fT - 2T )]+[ água friam * águac *( fT - 1T )]( fT - 1T ) (1)
Ccal =
-
[ 30 g * 1cal/gºC * ( 36 ºC – 27 ºC)+30g * 1cal/gºC * (36ºC-62ºC)]
(36 ºC-27 ºC)
Ccal = 56,67 cal/ºC , logo são necessários 56,67 cal para aumentar 1 ºC a
temperatura do calorímetro.
2º Experimento: Determinação do Calor de combustão do álcool etílico
Tabela 2. Dados das massas obtidas
Massas antes da reação Massas após a reação
Lamparina + Álcool 272,34 g 269,1 g
Erlenmeyer 131,39 g -
Água 100 g -
Tabela 3. Dados das Temperaturas obtidas
Temperatura Inicial Temperatura Final
Água + Erlenmeyer 27 ºC 74 ºC
Para medir o Calor transferido para o sistema Água + Erlenmeyer pela
combustão do etanol foi usada a equação (2) que leva em consideração a
alteração da massa do álcool e a quantidade de calor transferida para água e o
Erlenmeyer.
Q=( águam *1
Cal
gºC
*∆T)+( erlenmeyerm *0,2CalgºC*∆T)
massa doálcool∆ (2)
Q =
[100 g*1cal/gºC*(74ºC - 27ºC)]+[131,39 g*0,2 cal/gºC*(74ºC – 27ºC)]
272,34 g-269,1g
Q = 1831,79 cal/g
O valor encontrado 1831,79 cal/g representa o calor liberado pela massa
de 3,24 g de álcool para cada grama, logo foram liberados 5,935 cal, o que
significa que:
1 Mol 2C 6H OH → 47,076 g
X Mol 2C 6H OH → 3,24 g
X= 0,069 mol
Logo a quantidade de Calor liberado por mol:
Q=
5.935 cal
0,069mol
=86.014
cal
mol
ou 86,01 kcal/mol
Ou 359,53 kJ / mol
A equação da reação de combustão do etanol é:
2C 6H OH+ 23 O → 22 CO + 23 HO ∆H=-1368 kJ/mol
Portanto percebe-se que parte do calor não foi transferido para o Erlenmeyer e
água e sim absorvido pelo ambiente.
3º Experimento: Determinação do Calor de reação de neutralização (ácido-base)
Tabela 4. Dados obtidos para determinação da entalpia de neutralização
Soluções Temperatura inicial Temperatura Inicial
(Mistura)
HCl 27 ºC 33 ºC
NaOH 27 ºC
A equação de neutralização é dada por:
(aq)NaOH + (aq)HCl → (aq)NaCl + 2H (l)O ∆H=-13,8 Kcal/mol
Como foi usada uma solução 1 Molar para ambos os reagentes, e como razão
estequiométrica é 1/1 para NaCl/HCl, logo é possível determinar a quantidade de mols
de NaCl produzidos pela quantidade de mols de um dos reagentes, assim:
n(HCl) = C * V = 1 mol/ L * 0,03 L = 0,03 mol, como a razão estequiométrica
entre NaCl/HCl é 1/1, logo n(NaCl) = 0,03 mol.
A quantidade de calor liberado na reação experimentalmente é dada pela
seguinte equação (3):
Qr= CalC *(∆T)+ misturam *c*(∆T)(3)
Onde Qr é o valor da entalpia experimental, CalC é a Capacidade calorífica do
calorímetro e misturam é a massa da mistura com os dois reagentes e c é o calor
especifico destes, já que para ambos foi adimitido densidade 1 g/cm3 e calor específico
1 cal/gºC.
Substituindo os dados obitidos na Tabela 4, e CalC previamente estabelecido no
esperimento 1, na equação 3 obtem-se:
Qr=56,67 cal/ºC *(33ºC-27ºC) + 60g *1 cal/gºC *(33 ºC – 27 ºC )
Qr = 700 cal
Logo como foram produzidos 0,03 mols de NaCl tem-se que:
exp∆H = 700 cal / 0,03 mol = 23.333 cal/mol ou 23,33 kcal/mol
Pode-se determinar o erro relativo através da diferença entre a entalpia teórica
e entalpia experimental, assim:
re =
-13,8
kcal
mol
-(-23,33
kcal
mol
)
-13,8
kcal
mol
*100
re= 69,06%
CONCLUSÃO
Através da prática foi possível determinar a capacidade calorífica de um
calorímetro, o calor de combustão do alcool etílico e o calor de reação de
neutralização ácido- base, contribuindo dessa maneira para o entedimento dos
conceitos de termodinâmica como entalpia, e transferencia e absorção de calor
entre matérias. Foi possível perceber com os resultados experimentais que
algumas falhas podem ter ocorrido, como na calibração do calorímetro, dissipação
de calor, leituras incorretas e falta de homogeinização das misturas.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente / Peter Atkins, Loretta Jones; Tradução técnica: Ricardo Bicca de
Alencastro. 5. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BESSLER, Karl E., NEDER, Amarílis de V. Finageiv. Química em tubos de ensaio:
uma abordagem para principiantes. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 2004.
BROWN, Lawrence S., HOLME, Thomas A. Química Geral: aplicada à engenharia.
São Paulo: CENGAGE Learning, 2014.