Relatório Termoquímica[2363]

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
FILIPE MATHEUS CORDEIRO MENDES
GABRIEL MENDES
VICTORIA VIEIRA COSTA ALVIM
TERMOQUÍMICA
UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
					
Felipe Matheus Cordeiro Mendes
Gabriel Mendes
Victoria Vieira Costa Alvim
TERMOQUÍMICA
Relatório utilizado como critério de avaliação da 
disciplina de Química Geral (QUI-037), pela 
Universidade Federal da Bahia, acerca dos 
experimentos realizados no dia 27/06/2018, supervisionado 
pela Prof.ª. Heloysa Martins Carvalho Andrade 
Salvador – Ba
 2018 
Relatório Termoquímica
Entregue em: _______/______/______
Equipe:
Felipe Matheus Cordeiro Mendes
Gabriel Mendes
Victoria Vieira Costa Alvim
INTRODUÇÃO
A termodinâmica é o estudo do calor (energia) produzido ou consumido nas reações químicas e mudanças de estado físico de uma substância. A maioria das reações químicas produzem variações de energia, que geralmente se manifestam na forma de variações de calor.
Na termoquímica podemos usar a calorimetria para medir o calor (Q) produzido ou absorvido numa reação e, assim, chegar ao conceito de variação de entalpia ΔH, que trata das mudanças de energia que ocorrem em um sistema. 
Podemos classificar as reações em dois tipos: as reações exotérmicas e as reações endotérmicas. A primeira se dá quando há perda de calor dos reagentes para o meio e, portanto, seu valor de ΔH é negativo já que Hreagentes > Hprodutos. Já nas reações endotérmicas ocorre a absorção de calor do meio externo, assim, Hreagentes < Hprodutos logo ΔH > 0. 
Um exemplo de processo exotérmico é a reação de combustão do gás hidrogênio, com formação da água líquida. 1H2(g) + 1/2 O2(g) → 1H2O(ℓ) ∆H = -285,5 kJ. Uma reação endotérmica, por exemplo, é a decomposição do carbonato de cálcio com formação de gás carbônico. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = +178 Kj.
 
A variação de entalpia ΔH, é uma função de estado, ou seja, só depende dos estados inicial e final do sistema. Isso implica que, durante a reação, se houver mais de uma etapa a variação total de entalpia (ΔH) será a mesma para todas as etapas. Essa regra é chamada de Lei de Hesse, em homenagem ao químico henry Hesse que a verificou a base de observações experimentais.
Quando o calor flui em uma reação, a temperatura da substância varia. O calor envolvido em uma reação química á determinado por meio de um aparelho chamado calorímetro. Com os dados extraídos dos experimentos podemos calcular a capacidade térmica do calorímetro através da expressão:
Onde é a capacidade térmica do calorímetro, é a variação de temperatura comparada com o valor da temperatura de equilíbrio, m é a massa, é a capacidade térmica padrão e as indicações “” e “” significam fria e quente, respectivamente. 
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 MATERIAIS E REAGENTES
Na Tabela 1, encontram-se os materiais utilizados para a realização dos experimentos, bem como suas especificações.
Tabela 1 - Materiais utilizados nos experimentos
	MATERIAL
	QUANTIDADE
	ESPECIFICAÇÕES
	Calorímetro
	1
	-
	Proveta
	1
	50 mL
	Balança
	1
	-
	Termômetro
	1
	-
	Placa de aquecimento
	1
	-
	Béquer
	1
	50 mL
Na Tabela 2, estão presentes os reagentes utilizados nos experimentos, assim como suas especificações.
Tabela 2 - Reagentes utilizados no experimento
	REAGENTE
	QUANTIDADE
	ESPECIFICAÇÕES
	Água (H2O)
	380 mL
	-
	Metal
	-
	Tamanho cabível dentro do calorímetro
3.2 MÉTODOS
Experimento 1. Determinação da capacidade calorífica do equipamento 
1. Pese o calorímetro vazio. Anote. 
2. Meça com uma proveta 50 mL de H2O à temperatura ambiente e coloque no calorímetro; 
3. Pese o calorímetro + 50 mL de H2O. Determine a massa de água adicionada. 
4. Meça a temperatura do sistema calorímetro-água e anote na Tabela 1.
5. Aqueça 50 mL de água à temperatura de pelo menos 10ºC acima da temperatura medida no sistema calorímetro-água. 
6. Adicione a água aquecida ao calorímetro e meça a temperatura de equilíbrio anotando na Tabela 1. 
7. Pese o calorímetro e determine a massa de água aquecida adicionada. 
8. Repita o procedimento duas vezes. 
	50 mL de H2O (fria)
	50 mL de H2O (quente)
	Equilíbrio térmico
	Equivalente água do calorímetro
	ti (ºC)
	m (g)
	ti (ºC)
	m (g)
	t (ºC)
	E (cal/ºC)
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Experimento 2. Determinação da capacidade calorífica de um metal 
1. Pese uma amostra de metal desconhecido e anote a massa 
2. Deixe a amostra metálica mergulhada em um recipiente com água em ebulição por tempo suficiente para que atinjam temperatura constante. 
3. Coloque 30 mL de água a temperatura ambiente no calorímetro, pese e determine a massa de água adicionada. 
4. Meça sua temperatura do sistema calorímetro + água. 
5. Quando as duas temperaturas estiverem estabilizadas, transfira rapidamente a amostra do metal para a água e anote a evolução da temperatura. 
De acordo com este método, a elevação de temperatura causada na água é devida ao calor transferido pela amostra metálica.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
4.2. EXPERIMENTO 1
Nesse experimento, utilizamos a mistura de água em diversas temperaturas para determinar a capacidade térmica do calorímetro. Considerando o princípio de conservação de energia, o calor liberado pela água quente é igual ao calor que a água em temperatura ambiente absorveu no calorímetro em um sistema fechado. Pode-se aplicar a equação para encontrar o equivalente:
Na qual, Ccal é a capacidade térmica do calorímetro, ΔT é a variação de temperatura comparada com o valor da temperatura de equilíbrio, m é a massa, Cp é a capacidade térmica padrão e as indicações “f” e “q” significam fria e quente, respectivamente. Embaixo se destaca a resolução do exercício proposto em experimento. 
Cálculo do primeiro teste:
Cálculo do segundo teste:
Cálculo do terceiro teste:
Média:
	50 mL de H2O (fria)
	50 mL de H2O (quente)
	Equilíbrio térmico
	Equivalente água do calorímetro
	ti (ºC)
	m (g)
	ti (ºC)
	m (g)
	t (ºC)
	E (cal/ºC)
	24,6
	49,328
	67,6
	48,674
	43,1
	
	24,6
	49,869
	67,6
	48,032
	43
	
	24,5
	49,776
	67,6
	48,572
	42,9
	
Cabe destacar a variação de resultados obtidos na repetição do experimento. Além de um pequeno desvio de massa de H2O, também há diferença de temperatura em equilíbrio químico, fato que pode ser explicado pela interferência de temperatura de meio ambiente na mistura, ou seja, podemos supor que o calorímetro usado não é 100% preciso, tendo um pequeno desvio de Temperatura.
4.3. EXPERIMENTO 2
De mesma forma, tem-se que o calor liberado pela moeda metálica aquecida é igual ao absorvido pela água no calorímetro. Logo é obtido a seguinte equação;
Em que mM é a massa do metal, CM é a capacidade térmica do metal, ΔT é a variação de temperatura comparada com o valor da temperatura de equilíbrio, Ccal é a capacidade térmica do calorímetro, m(H2O) é a massa de água, e Cp é a capacidade térmica padrão. Segue abaixo a resolução do exercício proposto no experimento.
5. CONCLUSÃO
6. REFERENCIAS 
[1] – BROWN, Theodore L. LEMAY, H. Eugene. BURSTEN, Bruce E. BURDGE, Julia R. Química a Ciência Central, 9 ed. Pearson, São Paulo, 2005.
 [2] – ATKINS, P. W. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5 ed. Bookman, Porto Alegre, 2012. 
- Caderno de Práticas – UFBA – Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica.