experimento calorimetria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL I 
 
CALORIMETRIA 
 
1 – Objetivo 
 Determinar a capacidade calorífica do calorímetro, determinar os calores de reações e verificar a lei de Hess. 
 
2 – Introdução 
Nas reações químicas, grande parte das energias envolvidas nas interações de natureza elétrica ou magnética, 
aparece sob a forma de calor ou de trabalho. Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo 
denominadas exotérmicas. Outras, endotérmicas, retiram calor do ambiente com conseqüente abaixamento de 
temperatura. 
 Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por ΔH, é dada 
simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e a dos reagentes: ΔH = ΣHprod - ΣHreag. 
 Independente dos caminhos percorridos pelos reagentes até à formação dos produtos, a variação de entalpia 
deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função 
de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de entalpia. 
 As medidas de entalpias de reação são geralmente executadas através do emprego de calorímetros, e fornecem 
muitas informações de natureza química, especialmente sobre as energias de ligação. A utilização inversa das 
informações sobre as energias de ligação permite, por outro lado, a previsão de calores de reações, muitas das quais 
impossíveis de serem realizadas. 
 
3 – Procedimentos Experimentais 
A) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro. 
 Meça com uma proveta, 50 mL da solução de ácido clorídrico 1,0 M. 
 Em um béquer de 250 mL, coloque uma barrinha magnética de agitação e, em seguida, verta a solução de ácido 
clorídrico. Coloque-o no calorímetro. 
 Ponha o calorímetro sobre o agitador magnético e o ligue com uma velocidade tal que a agitação seja suave. 
 Feche o calorímetro e introduza o termômetro até a posição adequada, a qual deve ter sido determinada 
previamente (seu bulbo não deve tocar na barrinha). 
 Meça a temperatura da solução de ácido clorídrico, a qual deve ser igual à da solução de hidróxido de sódio: 
ambas as soluções devem estar em equilíbrio térmico com o ambiente. 
 Meça 50 mL da solução de hidróxido de sódio 1,0 M e a verta sobre a solução de ácido clorídrico. 
 Feche rapidamente o calorímetro e acompanhe a elevação da temperatura. 
 Anote a temperatura máxima alcançada. 
 Calcule a capacidade calorífica do calorímetro através do balanço energético da reação de neutralização do ácido 
clorídrico pelo hidróxido de sódio. 
H
+
(aq) + OH
-
(aq) --> H2O(l) ΔH neutralização =-13,7Kcal.mol
-1
 
 
ocalorímetrsoluçãoreação qqq 
específicocalorc
volumev
densidaded
TcvdTcmq
nnn
Hnq
solução
baseácidoágua
çãoneutralizaáguareação
_
.....
.






 
 
ocalorímetrdocaloríficacapacidadeC
TCq ocalorímetr
___
.


 
T
qq
C
soluçãoreação



 
 
 
B) Determinação de calores de reações. Verificação da lei de Hess. 
 Determinaremos o calor de neutralização de um ácido por uma base (esta no estado sólido e em solução) e o 
calor de dissolução da base. 
 Com os resultados constataremos a lei de Hess. 
 
b.1) Dissolução de hidróxido de sódio em água. 
1)()()( ........
2 HOHNaNaOH aqaq
OH
s 

 
 Meça, com uma proveta, 100 mL de água destilada, coloque-a no calorímetro, agitando com cuidado até atingir 
a temperatura constante. 
 Anote esta temperatura. 
 Em uma balança analítica, pese ao redor de 2,00 g de hidróxido de sódio num béquer (a pesagem do hidróxido 
de sódio deve ser efetuada o mais rápido possível devido à sua grande higroscopicidade). 
 Coloque o hidróxido de sódio no calorímetro e agite. 
 Anote a temperatura máxima alcançada. 
b.2) Reação entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico. 
2)()()(2)()()()( ........ HClNaOHClHOHNa aqaqlaqaqaqaq 

 
 Meça com uma proveta, 50mL de solução de ácido clorídrico 0,5M, 
 coloque no calorímetro e anote a temperatura da solução. 
 Meça 50 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 M, anote a temperatura da solução, que deve ser 
aproximadamente a mesma do ácido (é tolerável uma diferença de até 0,2ºC). 
 Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução ácida contida no calorímetro, agite rapidamente e anote a 
temperatura máxima alcançada. 
 
b.2) Reação entre hidróxido de sódio (sólido) e ácido clorídrico. 
3)()()(2)()()( ................. HClNaOHClHNaOH aqaqlaqaqs 

 
 Meça, com uma proveta, 50 mL de solução de ácido clorídrico 0,25 M, coloque-o no calorímetro, agitando com 
cuidado até atingir a temperatura constante. 
 Anote esta temperatura. 
 Em uma balança analítica, pese ao redor de 2,00 g de hidróxido de sódio num béquer (a pesagem do hidróxido 
de sódio deve ser efetuada o mais rápido possível devido à sua grande higroscopicidade). 
 Coloque o hidróxido de sódio no calorímetro e agite. 
 Anote a temperatura máxima alcançada. 
 Observe que neste caso a solução de hidróxido de sódio será 1M. 
 Utilize os valores de H obtidos anteriormente e comprove a lei de Hess para esse caso. 
Cálculos: 
3)()()(2)()()(
2)()()(2)()()()(
1)()()(
.................
........
........2
HClNaOHClHNaOH
HClNaOHClHOHNa
HOHNaNaOH
aqaqlaqaqs
aqaqlaqaqaqaq
aqaq
OH
s






 
De acordo com a lei de Hess: 
213 HHH 
 
Calcule o calor das reações por meio da expressão: 
ocalorímetrsoluçãoreação qqq 
 
TcvdTcmqsolução  ....
 
TCq rocalorímetr  .
 
Note que os valores de ΔH podem ser calculados através da expressão: 
NaOH
reação
n
q
H 
 
Para os valores de ΔH observe, ΔH<0 (libera calor) e ΔH>0 (absorve calor). As informações sobre densidade e calor 
específico das soluções são dadas a seguir. 
Solução Concentração molar (M) Densidade (g/mL) Calor específico (cal/g 
°C) 
 
NaOH 
1,00 
0,5 
0,25 
1,04 
1,02 
1,01 
0,94 
0,97 
0,98 
 
NaCl 
 
2,00 
1,00 
0,5 
1,08 
1,04 
1,02 
0,91 
0,93 
0,96 
Questionário: 
1- Diferencie reações endotérmicas de exotérmicas. 
2- A reação de dissolução do hidróxido de sódio sólido é endotérmica? Por quê? 
3- Qual é a função de um calorímetro? 
4- Qual o princípio de funcionamento de um calorímetro?