8º RELATÓRIO - Calorimetria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: ANDRÉA FERRAZ
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO
“CALORIMETRIA”
Alunos: Audenor dos Santos Ribeiro Júnior 
 Bruno Rafael da Silva Santos
 Carolina Araújo
Turma: Engenharia Elétrica 2012.2 
Data: 20/03/2013
Juazeiro-Bahia
INTRODUÇÃO TEÓRICA
O relatório apresentado tem como principal assunto abordado, a calorimetria. Ela nos remete ao estudo do calor, pois é a parte física que estuda a transferência de energia térmica de um corpo para o outro. Calorimetria é a parte da física que estuda as trocas de energia entre corpos ou sistemas quando essas trocas se dão na forma de calor. [1]. Essa troca de energia é de acordo com a temperatura dos corpos. Por exemplo, em um sistema isolado, o calor é transferido do corpo de maior temperatura para o corpo de menor temperatura até que o equilíbrio térmico seja atingido [2].
Existem instrumentos, como o calorímetro, que são utilizados para medir o calor envolvido na mudança de estado de um sistema; podendo assim haver mudança de fase, pressão, temperatura, volume, ou seja propriedade de troca de calor. 
Além disso, o estudo da calorimetria é voltado para o estudo da termodinâmica. Esta possui implicações na área de Engenharia. Por exemplo, estuda meios para obter tipos de matérias com propriedades químicas e físicas definidas. Uma das aplicações da termodinâmica está ligada à ciência dos materiais, que estuda meios para obtenção de novos tipos de materiais, que possuam propriedades químicas e físicas bem definidas [3]. Além de ser considerada um ramo da termologia possui também outros conceitos importantes. Como, por exemplo, o conhecimento de calor específico e capacidade calorífica. 
O calor específico se define como a característica específica de uma substância; é a capacidade que um corpo tem de alterar a sua temperatura. É uma grandeza física intensiva que define a variação térmica de determinada substância ao receber determinada quantidade de calor [4]. Logo, a fórmula que o define é: 
Sendo: c = calor específico, C = capacidade térmica e m = massa da amostra. Existem também outros tipos de calor. Como o calor sensível, que a partir da formação da equação observa-se que ele depende da massa, do calor específico e da variação de temperatura. O calor latente, por sua vez, é a troca de energia que não só se detém a variação de temperatura, mas também há mudança de estado físico. Nem toda a troca de calor existente na natureza se detém a modificar a temperatura dos corpos. Em alguns casos há mudança de estado físico destes corpos. Neste caso, chamamos a quantidade de calor calculada de calor latente [5].
A capacidade calorífica ou térmica é a capacidade que um corpo tem de perder ou absorver calor, considerando uma variação de temperatura sofrida por ele, ou seja, é a quantidade de calor que um corpo tem que possuir para que ocorra variação na temperatura. A capacidade de perder ou absorver calor que um determinado corpo tem, em razão da variação de temperatura sofrida por ele [6] . Ela se define em: 
 Sendo: 
C= capacidade calorífica
Q = quantidade de calor
 = variação de temperatura
	Por fim, nesse relatório possivelmente estarão reunidos os conceitos apresentados nesta introdução além das etapas do procedimento experimental, a apresentação de material e reagentes, resultados e discussão e conclusão do projeto. 
OBJETIVOS
O objetivo a ser alcançado por esse experimento é o de verificar e analisar o comportamento termodinâmico de diferentes reações, ou seja, o estudo dos efeitos das mudanças de temperatura em um calorímetro bem rudimentar construído pela turma.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Material Utilizado
Vidrarias
Béquer de 100 mL
Proveta de 250 mL
Pipeta Volumétrica de 50 mL
Proveta de 50 mL 
Proveta de 100 mL 
Bastão de Vidro
Equipamentos
Porta Lata de Cerveja de Isopor
Tripé de Ferro
Tela de Amianto
Argola para funil
Frasco Lavador
Chapa de Aquecimento
Balança Analítica
Folha de Isopor
Papel Toalha
Vidro Relógio
Água Destilada
Reagentes
Solução de HNO3 (Ácido Nítrico) 1 mol/L 
Solução de NaOH (Hidróxido de Sódio) 1 mol/L
Água Oxigenada 10 vols. (3% m/V)
Fermento
Uréia
Procedimento
No experimento pudemos observar bem próximos as temperaturas apresentas por um calorímetro rustico elaborado por nós mesmos, dividimos todo o processo em cinco partes apresentadas a seguir:
1º Parte: Construção do Calorímetro.
 
Inicialmente pesou-se um béquer de 100 mL em intervalos de 30 segundos de modo que a diferença entre os valores das massas apresentados fosse mais ou menos 0,05 g, em seguida envolvemos o béquer com jornal totalmente no fundo e ao redor deixamos espaços com ar, o colocamos dentro do porta lata de cerveja, de modo que fosse fácil retira-lo, fechamos o porta lata com uma tampa de isopor que tinha um orifício no centro acoplado a um termômetro, onde já havíamos verificado a altura necessária para o mesmo, enfim o calorímetro estava concluído.
2º Parte: Determinação da Capacidade Calorífica do Calorímetro.
A Calibração foi feita misturando quantidades conhecidas de água fria e quente, assim colocamos no calorímetro, 40 g de água fria à temperatura ambiente, e anotamos sua temperatura (T1), aquecemos outros 40 g de água até a temperatura de 50º C (T2), adicionamos essa quantidade já aquecida ao calorímetro que já continha o béquer com a agua fria, fechamos o sistema e anotamos a temperatura (T3)
3º Parte: Determinação do ΔH de Neutralização. 
Nessa etapa foi medida a variação de neutralização de um ácido forte (Ácido Nítrico) por uma base forte (Hidróxido de Sódio), inicialmente retiramos a água do béquer que foi utilizada na etapa anterior e o secamos, utilizando a pipeta de 50 mL, introduzimos 40 mL da Solução de HNO3 1,0 mol/L no calorímetro e anotamos a temperatura (TA), em outro béquer utilizando outra pipeta, colocamos 40 mL da Solução de NaOH 1 mol/L e anotamos sua temperatura (TB), após adicionamos essa solução alcalina a solução ácida que estava dentro do calorímetro, fechamos o sistema e anotamos a temperatura em intervalos de 10 segundos até que se obtivesse uma temperatura constante (TE).
4º Parte: Verificação do Calor de Dissolução da Uréia.
Pesou-se um béquer limpo e totalmente seco de 250 mL, introduzimos ao mesmo 50 mL de água destilada, agitamos com um bastão de vidro até atingir a temperatura constante ambiente e anotamos o resultado, com o auxilio de um vidro relógio e de uma balança analítica, pesamos 15 g de uréia, misturamos essa quantidade pesada e a misturamos a água do béquer até dissolvê-la completamente, fechamos rapidamente o sistema, introduzimos o termômetro e anotamos a máxima temperatura atingida.
5º Parte: Verificação da Variação de Temperatura da Reação.
Fizemos outro furo na tampa do calorímetro e novamente secamos o béquer e o introduzimos novamente no calorímetro, adicionamos 40 mL de Água Oxigenada a 10 volumes ao mesmo, medimos exatamente a temperatura apresentada (TI) e anotamos o resultado, adicionamos 1 grama de fermento biológico e tampamos rapidamente o calorímetro, o furo feito anteriormente permitiu a saída do gás oxigênio, o agitamos suavemente para que o fermento se mistura-se completamente a água oxigenada e que alcançasse uma temperatura máxima constante (TF) e anotamos o resultado.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Afim de estudarmos mais minuciosamente a calorimetria o experimento foi dividido em cinco etapas, já mencionadas acima no procedimento experimental, para a primeira parte que tinha como medir a capacidade térmica do calorímetro (K) construído na etapa inicial, foi utilizado o método das misturas, no qual, aquecendo uma quantidade de água a uma temperatura maior que a da água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. Quando elas são misturadas no calorímetro,a água que está a uma temperatura maior irá ceder calor à água e ao calorímetro que estão a uma temperatura menor pelo princípio da conservação de energia: Qganho = Qperdido. Inicialmente então se pesou o béquer que faria parte do calorímetro, 3 vezes, para uma maior precisão da medida. A tabela 1 a seguir apresenta esses valore
Tabela 1: Massas anotadas do Béquer.
	N
	MATERIAL PESADO
	MASSA
	1
	Béquer do Calorímetro
	51,3092
	2
	Béquer do Calorímetro
	51,3087
	3
	Béquer do Calorímetro
	51,3082
	MÉDIA
	
	51,3087
Massa d(g).
Em seguida mediu-se a temperatura das porções fria e quente da água, mediu-se três vezes, em intervalos de 30s. A tabela 2 a seguir mostra esses valores.
Tabela 2: Temperaturas das Porções de Água.
	T (Cº)
	ÁGUA QUENTE
	ÁGUA FRIA
	1
	51
	27
	2
	50
	27
	3
	49
	27
	MÉDIA
	50
	27
Temperatura (T): Cº.
Por fim a tabela 3 abaixo apresenta a temperatura da mistura entre as porções de água.
Tabela 3: Temperaturas da Mistura em comparação com a tabela 2.
	T (Cº)
	MISTURA
	ÁGUA FRIA
	ÁGUA QUENTE
	1
	40
	27
	51
	2
	38
	27
	50
	3
	37,5
	27
	49
	MÉDIA
	38,5
	27
	50
OBS: A medida numero 1 é a medida obtida imediatamente após a mistura, e a medida 3 é a temperatura de estabilização. Temperatura (T): Cº.
Prosseguindo, utilizamos a fórmula 1 abaixo obtive-se o valor de 9,23 cal/ ºC, lembrando que o calor específico da água foi considerado como 1 cal/g ºC, sendo assim este resultado significa que, será preciso fornecer 9,23 calorias ao calorímetro, para que este varie sua temperatura em 1 ºC.
Fórmula 1: Qcedido e Qrecebido.Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0
mágua q. cágua. (T3 – T2) + mcal.ccal. (T3 – T1) + m. cágua (T3 – T1) = 0
para o mesmo calorímetro mcal.ccal = K
K = -[ma1. (T3 – T2) + ma2. (T3 – T1)]/ (T3-T1)
K= Capacidade calorífica / Ma1=Massa da água quente / Ma2= Massa da água fria / T1= Temperatura da água fria (ambiente ) / T2= Temperatura da água quente. / T3= Temperatura da mistura.
A segunda parte que era a determinação da entalpia variante de neutralização de um ácido forte por uma base forte, que é o calor produzido na reação de um ácido de uma base, em solução aquosa, para produzir um mol de água. Foi calculado utilizando uma titulação termométrica onde o aumento da temperatura verificado, à medida que adicionou-se a base ao ácido atinge o valor máximo quando ácido e a base estão nas mesmas proporções estequiométricas o que permite detectar o ponto de equivalência, inicialmente apresenta-se abaixo a tabela 4, informando as temperaturas anotadas as soluções.
Tabela 4: Temperaturas das Soluções.
	T (Cº)
	NaOH
	HNO3
	1
	28
	28
	2
	28
	28
	3
	28
	28
	MÉDIA
	28
	28
Temperatura (T): Cº.
Sabe-se previamente que a variação de entalpia de neutralização de 1 mol de íons H+ (aq) por 1 mol de íons OH-(aq) é -57kj/mol, pretende-se então calcular o calor liberado pela neutralização do ácido com a base (repare que a variação é negativa, logo está liberando calor), sendo assim utilizando a fórmula 1, constrói-se a fórmula 2 abaixo.
Fórmula 2: Qcedido e Qrecebido pelo calorímetro.Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido (reação) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (reação) = 0
Qcedido reação + mcal.ccal. (Te – To) + msol.csol.(Te – To) = 0
mcal.ccal = K
Qcedido reação = - (msol.csol + K).(Te – To)
Msol: Massa da solução / Csol = calor específico da solução aproximadamente 1cal/gºC, / K = capacidade calorífica do calorímetro / Te = temperatura da mistura no equilíbrio / To = ((Ta + Tb) /2); 1 cal = 4,18 J.
A seguir apresenta-se abaixo a tabela 5, informando as temperaturas anotadas da mistura em intervalos de 10 segundos.
Tabela 5: Temperaturas da Mistura em comparação com a tabela 4.
	T (Cº)
	MISTURA
	NaOH
	HNO3
	1
	34
	28
	28
	2
	33,5
	28
	28
	3
	33
	28
	28
	MÉDIA
	33,5
	28
	28
OBS: A medida numero 1 é a medida obtida imediatamente após a mistura, e a medida 3 é a temperatura de estabilização. Temperatura (T): Cº.
Nos atentamos ao ao fato de se converter a capacidade calorífica de cal/ºC para J/ºC. Sendo 1 cal= 4,19 joules temos que a capacidade calorífica será de 38,58 J/ ºC. Seguindo esse raciocínio temos a equação abaixo.
Equação 1:
Q= -(80.1+ 38,58).(33-28) = -592,9 J
Conclui-se então que a reação de neutralização libera (devido ao sinal negativo da expressão) 592,9 J. Prosseguindo, apresentamos a seguir as massas das soluções e o cálculo resolvido através da equação 2. 
Massa de NaOH:
Sabe-se que a concentração de NaOH é de 1mol/L
Logo:1mol está para um l L
Tem-se então em 0,04L de solução, 0,04 mol de soluto
Como sua massa molar é de 40g, tem-se então 1,6g de NaOH 
Massa de HNO3
Sabe-se que a concentração de HNO3 é de 1mol/L
Logo:1mol está para um l L
Tem-se então em 0,04L de solução, 0,04 mol de soluto
Como sua massa molar é de 63g, tem-se então 2,52g de HNO3
Em ambos os cálculos, calculou-se a massa de soluto presente na amostra utilizada, que em ambos os casos foi de 40g, e por facilidade nos cálculos adotou-se a densidade de ambas as soluções como 1g/cm3.
Equação 2:
HNO3 (aq) +NaOH (aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)
NaNO3(aq) + H2O(l) ∆H = 13,96 kcal
Iniciando a discussão para a terceira parte que foi a determinação do calor de dissolução da uréia, foi feita a análise da temperatura de uma amostra de água e de uma solução, mistura na qual reagiram água e ureia. Primeiramente foi medida temperatura de uma amostra de 50mL de água destilada, em seguida, adicionou-se 15 gramas de ureia, e então foi tirada temperatura que está informada na tabela 6 abaixo.
Tabela 6: Temperatura da água e da solução com ureia.
	T (Cº)
	ÁGUA
	MISTURA
	1
	28
	16
	2
	28
	
	3
	28
	
	MÉDIA
	28
	
Temperatura (T): Cº.
A água teve sua temperatura medida em intervalos de 30 segundos, já a mistura, teve somente sua temperatura logo após a mistura. Percebe-se claramente que a reação é endotérmica, e embora isso, acontece espontaneamente, pois o que determina se uma reação é espontânea ou não, não é somente a variação de entalpia, mas um conjunto de variáveis que são analisadas através da energia livre de Gibbs.
Enfim a ultima parte que é a medida da variação de temperatura da reação, foi observada a temperatura de 50mL de água oxigenada, em seguida adicionado 1 grama de fermento biológico, após foi medida a variação de temperatura da mistura, informadas na tabela abaixo 7 abaixo.
Tabela 7: Temperatura da água oxigenada e da solução com fermento.
	T (Cº)
	ÁGUA OXIGENADA
	MISTURA
	1
	28
	28,5
	2
	28
	
	3
	28
	
	MÉDIA
	28
	
Temperatura (T): Cº.
Percebeu-se claramente que é uma reação exotérmica, embora a temperatura tenha variado somente 0,5 ºC.
CONCLUSÕES
As conclusões obtidas a partir do experimento foram que, podemos estudar a termodinâmica de reações entre soluções, utilizando um rústico e simples calorímetro, de modo que seja construído com a melhor eficácia possível e que os procedimentos pré-orientados possam ser exatamente seguidos, lembrando que os mesmos são praticados por humanos que estão sujeitos a erros, contudo, os resultados foram satisfatórios para cada etapa analisada, concluímos então, que podemos estudar as temperaturas envolvidas e apresentadas nas reações através de métodos e procedimentos simples em um laboratório.
REFERËNCIAS
[1] Calorimetria, Wikipedia. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Calorimetria [1]>
Acessado em 19 de março de 2013
[2] Calorimetria, Brasil Escola. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/fisica/calorimetria-i.htm>
Acessado em 19 de março de 2013
[3] Mundo Educação, termodinamica. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com.br/fisica/aplicacoes-termodinamica.htm>
Acessado em 19 de março de 2013
[4] Termologia, Só Física. Disponível em :<http://www.sofisica.com.br/conteudos/Termologia/Calorimetria/calor2.php >
Acessado em 19 de março de 2013
[5] Termologia, Só Física. Disponível em : <http://www.sofisica.com.br/conteudos/Termologia/Calorimetria/calor2.php [5>
Acessado em 19 de março de 2013
[6] Capacidade Térmica, Mundo Educação. Disponível em: 
< http://www.mundoeducacao.com.br/fisica/capacidade-termica.htm >
Acessado em 19 de março de 2013
QUESTÕES
3º Parte: HNO3 + NaOH NaNO3+ + H2O-
4º Parte: H2O + CH4N2O NH4+ + NH3 + CO2
5º Parte: NaHCO3 + H2O2 6H2O+ + 3O2-
A) A primeira lei da termodinâmica é a chamada lei de conservação de energia, onde a energia que um sistema recebe é igual a variação da energia contida no mesmo que é a soma da energia cinética e de interação de seus componentes, em conformidade com trabalho e calor. A segunda lei por sua vez irá medir e calcular a variação do nível de inversibilidade de um sistema, ou seja, o seu grau de desordem, de acordo com essa lei todo o trabalho pode ser convertido em calor e posteriormente em energia térmica, mas ao contrário não, então a mesma tenta medir a variação da quantidade de energia que não pode ser transformada em trabalho a em reações termodinâmicas a dadas temperaturas.
B) Essa lei é fundamentada na função de estado de uma reação, ou seja não se preocupa com o trajeto percorrido pela mesma para transformar os reagentes em produtos, sendo assim ela afirma que a energia de um sistema não pode ser criada e nem destruída, pode ser apenas trocada em um sentido ou de outro, sendo assim essa lei serve para prever a transferência de entalpia (energia), nas variadas velocidades em que as reações ocorrem.
C) É uma lei bem simples, o seu entendimento está medir a energia possível total necessária para a realização de um certo trabalho, usada em reações onde a temperatura e a pressão são constantes.