quartro relatório de química

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS
Instituto de Biociências – IBIO
Departamento de Ciências Naturais – DCN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Professora: Claudia Jorge do Nascimento
Aluno: Juliana Oliveira da Silva Lopes Pereira
Curso: Biomedicina
Turma: B Nº da prática: 4
Prática realizada no dia: 30/10/2017
Termoquímica
Rio de Janeiro
Segundo semestre 2017
Introdução
A Termodinâmica é a ciência que estuda propriedades de uma matéria envolvendo trocas de calor, e como variações na temperatura, na pressão e no volume vão interferir na energia dessa matéria, sendo energia a capacidade de realizar trabalho ou transformar calor. Para a termodinâmica, as variações de temperatura são muito importantes, e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. 
A Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas, e é definida como uma das áreas da Termodinâmica. A Termoquímica usa ferramentas para calcular a quantidade de calor nas reações, sendo calor a energia que entra ou sai do sistema, em consequência da diferença de temperatura entre o sistema, reação a ser estudada, e sua respectiva vizinhança, resultado da reação. A propriedade que permite calcular o calor absorvido ou desprendido numa reação química é denominada Entalpia (H). A variação da energia de um sistema, ou variação de entalpia (ΔH) corresponde ao calor liberado ou absorvido a pressão constante (QP), e é calculada pela diferença entre as energias dos produtos e reagentes.
Qp = H
Do ponto de vista do fluxo de calor, podemos distinguir dois tipos de reações: as reações exotérmicas e as endotérmicas. Reações exotérmicas são reações onde a vizinhança absorve calor e o sistema libera calor. Por estar perdendo calor, a quantidade de calor da reação será sempre representada por um número negativo. Reações endotérmicas são reações onde a vizinhaça libera calor e o sistema absorve calor. Por estar ganhando calor, a quantidade ganha será representada por um valor positivo.
Devido a pressão ser constante (utilizamos a pressão atmosférica normal, de 1 atm) é possível calcular a entalpia também pela fórmula da quantidade de calor,
Q = m. c .ΔT
Onde Q é a quantidade de calor (cal), m é a massa (g), c é o calor específico, ou seja, a quantidade de calor que deve ser fornecida para que 1 g de substância tenha a sua temperatura elevada em 1°C, e ΔT é a variação de temperatura (ºC), ou seja, a temperatura final (Tf) menos a temperatura inicial (Ti), de um sistema. 
Os calores envolvidos nas reações são dividos em grupos, chamados de tipos de entalpias ou tipos de calores de reação.
Os tipos podem ser de formação, o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de moléculas de determinada substância, a partir de substâncias simples em condições padrão; de combustão, onde calor liberado na queima de 1 mol de moléculas de determinada substância, em que todos os participantes da reação se encontram em condições padrão; de ligação, a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, sendo que todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1 atm; de neutralização,aborda a neutralização de um ácido por uma base com a formação de 1 mol de H2O; e de dissolução, onde a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1 mol de determinada substância.
Existem fatores que influenciam o valor da variação de entalpia, são eles: a temperatura; a quantidade em mol presente; a pressão, quando não for constante; a quantidade de reagentes e produtos; o estado físico de produtos e reagentes; o estado alotrópico (substâncias simples diferentes, formadas pelo mesmo elemento químico) de produtos e reagentes; e a presença de solventes.
A entalpia total da reação é a soma das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida.
Um conceito importante na termoquímica é a Lei de Hess. Ela estabelece que a variação de entalpia total de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
De acordo com essa lei é possível calcular a variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica da entalpia das equações químicas.
Objetivo
Instruir conceitos de termodinâmica e termoquímica através de experiências com reações envolvendo trocas de calor (sistemas) que possibilitem calcular calores de reação e suas aplicações de acordo com a Lei de Hess.
‘
Materiais e métodos
Metodologia
O primeiro procedimento foi a determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio (NaOH) sólido. Pesou-se um Erlenmeyer de 250 mL vazio em uma Balança analítica, anotando sua massa. Foram acrescentados ao Erlenmeyer, com o auxilio de uma Proveta de 50 mL, 50 mL de água destilada, medindo novamente o peso do frasco e subtraiu-se o valor atual do valor encontrado anteriormente para definir a massa da água. O Erlenmeyer foi colocado dentro de uma caixa de isopor. Um Termômetro foi colocado dentro do frasco e passado o período de 1 minuto para que a temperatura entrasse em equilíbrio, mediu-se e anotou-se, sem retirar o termômetro, a temperatura do frasco que também se configura como a temperatura da água ali contida. Em seguida, ocorreu a pesagem do hidróxido de sódio (NaOH) a ser utilizado. A balança foi tarada, e com o auxílio de um vidro de relógio e uma espátula, foi pesado 0,5 g de NaOH, e rapidamente transferidos para o Erlenmeyer contendo água, já que o NaOH, como substância higroscópica, absorve a umidade do meio em que se encontra. Com o auxilio de um bastão de vidro, as pastilhas de NaOH foram dissolvidas, e o termômetro foi novamente colocado. Após 1 minuto, anotou-se a temperatura medida, sem retirar o termômetro, e calculou-se a variação de temperatura. Por fim, foi calculado, utilizando-se de valores prévios de calor especifico do frasco e da água, o calor liberado na dissolução do NaOH, e utilizando-se de valores prévios de massa molar, calculou-se o calor absorvido pelo frasco e pela água. Ao somar estes valores, encontramos o calor liberado na dissolução e, sabendo a massa de NaOH, sua forma de variação de entalpia (ΔH1). 
A equação da dissolução de NaOH foi a seguinte:
NaOH(s) água Na+ (aq) + OH-(aq) + x calor liberado
No segundo procedimento foi afirmado o calor de dissolução do hidróxido de sódio (NaOH) sólido e a sua reação com o ácido clorídrico (NaCl) em solução aquosa. Pesou-se um Erlenmeyer de 250 mL vazio em uma Balança analítica, anotando sua massa. Acrescentou-se, com o auxilio de um Béquer, uma Proveta de 50 mL e um Conta gotas, 50 mL de solução aquosa 0,25 mol/L de HCl ao Erelenmeyer. O frasco foi colocado dentro de uma caixa de isopor, e colocou-se um termômetro dentro do frasco. Após 1 minuto, mediu-se a temperatura, sem retirar o termômetro do frasco. Pesou-se novamente o frasco, subtraindo o valor obtido nesta pesagem pelo valor da pesagem anterior, obtendo a massa do HCl. Posteriormente, foi feita a pesagem de 0,5 g de NaOH em uma balança analítica, com o auxilio de um vidro de relógio e uma espátula. Prontamente o NaOH pesado foi transferido para o Erlenmeyer contendo a solução de HCl, já que o NaOH, como substância higroscópica, absorve a umidade do meio em que se encontra. Com o auxilio de um bastão de vidro, as pastilhas de NaOH foram dissolvidas, e a temperatura foi medida novamente após um minuto de espera com o termômetro para que a temperatura entrasse em equilíbrio. A nova temperatura foi anotada e foi calculada a variação de temperatura com relação à temperatura anterior. Dispondo dos valores de calor especifico do frasco e da solução de HCl calculou-se o calor absorvido pelo frasco e pela solução, encontrando,através da soma destes valores, o calor liberado na dissolução e, sabendo a massa molar do HCl, seu valor na forma de variação de entalpia (ΔH1). 
A equação da dissolução de NaOH(s) em reação com o HCl(aq) foi a seguinte:
NaOH(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + x2 calor liberado
No Terceiro procedimento foi determinado o calor de neutralização na reação do hidróxido de sódio (NaOH) em solução aquosa com o ácido clorídrico (NaCl) em solução aquosa. . Pesou-se um Erlenmeyer de 250 mL vazio em uma Balança analítica, anotando sua massa. Foi colocado no Erlenmeyer 25 mL de uma solução aquosa 0,5 mol L-1 de HCl, com o auxílio de um Béquer, uma Proveta de 50 mL e um Conta Gotas. O frasco foi novamente pesado na balança analítica, e colocado dentro de uma caixa de isopor e a temperatura foi medida e anotada com um termômetro, após 1 minuto para que a temperatura entrasse em equilíbrio. Depois, foi acrescentado 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1 de NaOH, à solução de HCl contida no erlenmeyer, utilizando um Béquer , uma Proveta de 50 mL e um Conta gotas. A solução de NaOH deve apresentar a mesma temperatura da solução de HCl antes de colocada no frasco. Mexeu-se o Erlenmeyer para completar a reação e então se mediu novamente a temperatura, após o período de 1 minuto para que a temperatura entrasse em equilíbrio. A nova temperatura foi anotada e foi calculada a variação de temperatura em relação à temperatura anterior. Calculou-se por fim, com auxilio de valores de calor especifico do frasco e das soluções de HCl e de NaOH, o calor absorvido pelo vidro e pela solução aquosa. Com a soma desses valores, encontramos o calor liberado na reação, e tendo conhecimento dos valores de mol utilizados, obtemos o calor liberado na sua forma de variação de entalpia (ΔH1). 
A equação da reação de NaOH(aq) com o HCl(aq) foi a seguinte:
Na+ (aq) + OH- (aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + x3 calor liberado
Ao fim do experimento, as soluções preparadas, que não estavam neutralizadas foram misturadas e neutralizadas para realizar-se o descarte.
Ao final de cada procedimento todos os instrumentos e vidrarias utilizados foram devidamente limpos e lavados, e os instrumentos designados à esterilização foram colocados na estufa.
O quarto procedimento foi a comprovação da Lei de Hess com as equações das etapas anteriores.
Materiais utilizados
03 Erlenmeyer de 250 mL
03 Provetas de 50 mL
02 Vidros de Relógio
01 Termômetro
01 Caixa de isopor
01Espátula
01 Bastão de vidro 
01 Balança Analítica 
25 mL de Solução aquosa de 0,5 mol L-1 de Hidróxido de sódio (NaOH)
25 mL de Solução aquosa de 0,5 mol L-1 de Ácido clorídrico (HCl)
50 mL de Solução aquosa de 0,25 mol L-1 de Ácido clorídrico (HCl)
1,0 g de Hidróxido de Sódio (NaOH) sólido
Água destilada
 
Resultados e Discussão
Em todas os procedimentos utilizou-se a expressão Q = m.c.ΔT, onde Q é a qualidade de calor; m é a massa (g); c é o calor específico (1 cal g º C-1); e ΔT é a variação de temperatura (°C), ou seja, Tf – Ti. Em cada etapa a expressão foi utilizada para descobrir a quantidade de calor do frasco (Erlenmeyer) de maneira isolada, e para descobrir o calor da solução utilizada no respectivo procedimento.
No primeiro procedimento foram registrados os seguintes resultados, considerando os algarismos significativos, e sabendo que o calor específico do Erlenmeyer vale 0,200 e o calor específico da água vale 1,00:
Tabela 1: Informações e valores de relevância encontrados para a realização da Etapa I
	Massa do erlenmeyer (m2)
	Ti
	Tf
	T
	c2
	Q2 = m2 . c2 . T
	102,81 g
	24,0°C
	26,0°C
	2
	0,200
	102,81 x 0,200 x 2 = 41
	Massa da água (m1)
	Ti
	Tf
	T
	c1
	Q1 = m1 . c1 . T
	48,71 g
	24,0°C
	26,0°C
	2
	1,00
	48,71 x 1,00 x 2 = 97,4
Sendo 48,71 g a diferença entre o peso do Erlenmeyer contendo a água, e o Erlenmeyer vazio.
Peso do Erlenmeyer contendo água: 151,52 g, logo
151,52 – 102,81 = 48,71 g
Massa de NaOH(s) = 0,52g Q2 + Q1 41 + 97,4 = 139 cal
O calor absorvido pela água e pelo vidro do Erlenmeyer é o calor liberado na dissolução de 0,52 g de hidróxido de sódio (NaOH): 139 cal
Conforme o apresentado na tabela 1, obteve-se um aumento da temperatura ao acrescentar o NaOH na água, indicando que este é um processo exotérmico, ou seja, houve a liberação de calor quando o NaOH se dissolveu em água. Portanto, a entalpia da reação será negativa.
Para descobrir o valor do calor de dissolução em sua forma de variação de entalpia, fez o seguinte calculo, considerando que a massa molar de NaOH é de 40,0 g/mol.
0,52 g de NaOH 139 cal
40,0 g/mol de NaOH x cal
x = 1,1 x 104 cal
O valor encontrado foi colocado na equação, considerando que a reação era exotérmica.
NaOH(s) água Na+(aq) + OH-(aq) + ( -1,1 x 104) cal
Calor de dissolução na forma de variação de entalpia: ΔH1 = - 1,1 x 104 cal
No segundo procedimento foram registrados os seguintes resultados, considerando os algarismos significativos, e sabendo que o calor específico do Erlenmeyer vale 0,200 e o calor específico do HCl vale 1,00:
Tabela 2: Informações e valores de relevância encontrados para a realização da Etapa II
	Massa do erlenmeyer (m2)
	Ti
	Tf
	T
	c2
	Q2 = m2 . c2 . T
	120,70 g
	24,0°C
	26,0°C
	4
	0,200
	120,70 x 0,200 x 4 = 96,6
	Massa da sol. HCl 0,25mol/L (m1)
	Ti
	Tf
	T
	c1
	Q1 = m1 . c1 . T
	49,02 g
	24,0°C
	26,0°C
	4
	1,00
	49,02 x 1,00 x 4 = 196
Sendo 49,02 g, a diferença entre o peso do Erlenmeyer contendo a solução de HCl e o peso do Erlenmeyer vazio.
Peso do Erlenmeyer contendo a solução de HCl: 169,72 g , logo
169,72 – 120,70 = 49,02 g
Massa de NaOH(s) = 0,49 g Q2 + Q1 196 + 96,6 = 293 cal
O calor absorvido pela água e pelo vidro do Erlenmeyer é o calor liberado na dissolução de 0,49g de hidróxido de sódio com o HCl(aq); ou seja, 293 cal
De acordo com a tabela 2 obteve-se uma aumento da temperatura ao dissolver o NaOH na solução de HCl, consequentemente, a entalpia da reação será negativa.
Para descobrir o valor do calor de dissolução em sua forma de variação de entalpia, fez o seguinte calculo, considerando que a massa molar de NaOH é de 40,0 g/mol.
0,49 g de NaOH 293 cal
40,0 g/mol de NaOH x cal
x = 2,4 x 104
O valor encontrado foi colocado na equação, considerando que a reação era exotérmica. 
 NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + (- 2,4 x 104) cal
Calor de dissolução e da reação na forma de variação de entalpia: ΔH2 = - 2,4 x 104 cal
Ao analisar a reação, percebe-se que o NaOH não se apresenta de forma iônica, havendo liberação de calor para a sua dissociação e para a formação de sal.
No terceiro procedimento foram registrados os seguintes resultados, considerando os algarismos significativos, e sabendo que o calor específico do Erlenmeyer vale 0,200 e o calor específico do HCl e do NaOH vale 1,00, e que ambas as soluções possuem 0,0125 mol (12,5 x 10-3), ou seja 12,5 m mol:
Tabela 3: Informações e valores de relevância encontrados para a realização da Etapa III
	Massa do erlenmeyer (m2)
	Ti
	Tf
	T
	c2
	Q2 = m2 . c2 . T
	118,06 g
	24,0°C
	26,0°C
	2
	0,200
	118,06 x 0,200 x 2 = 47,2
	Massa das soluções de HCl e NaOH (m1)
	Ti
	Tf
	T
	c1
	Q1 = m1 . c1 . T
	49,73 g
	24,0°C
	26,0°C
	2
	1,00
	49,73 x 1,00 x 2 = 99,5
Sendo 49,73 g a diferença encontrada entre o peso do Erlemeyer contendo as soluções de HCl e NaOH, e o peso do Erlemeyer vazio
Peso do Erlenmeyer contendo as soluções de NaOH e HCl: 167,79 g, logo
167,79 – 118,06 = 49,73 g
Q2 + Q1 47,2 x 99,5 = 147 cal 
O calor absorvidopela água e pelo vidro é o calor liberado na reação de 12,5 mmol (n) de NaOH com 12,5 mmol (n) de HCl e formação de 12,5 mmol (n) de H2O; ou seja, 147 cal.
De acordo com a tabela 3, houve aumento na temperatura após a mistura das soluções de HCl e NaOH, demonstrando que a reação é exotérmica.
Para completar a equação, considerando que a reação foi de 1 mol (reação 1:1) , fez o seguinte calculo, sabendo que o número de mols das soluções de NaOH e HCl é de 0,0125 mol.
0,0125 mol 147 cal
1 mol x cal
x = 1,2 x 104
O valor encontrado foi colocado na equação, tendo em vista que a reação era exotérmica.
nNa+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + nCl-(aq) nH2O(l) + nNa+(aq) + nCl-(aq) + ( - 1,2 x 104) cal
Calor da reação na forma de variação de entalpia: ΔH3 = - 1,2 x 104 cal
De maneira oposta a reação do segundo procedimento, na reação do terceiro procedimento, o NaOH se apresenta na forma de íons, sendo assim, a quantidade de calor liberada será menor que a quantidade liberada no segundo procedimento.
No quarto procedimento, utilizamos as equações representativas dos experimentos das etapas I, II e III para comprovar a Lei de Hess.
NaOH(s) água Na+(aq) + OH-(aq) + ( -1,1 x 104) cal
ΔH1 = -1,1 x 104
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + (- 2,4 x 104) cal
ΔH2 = -2,4 x 104
nNa+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + nCl-(aq) nH2O(l) + nNa+(aq) + nCl-(aq) + ( - 1,2 x 104) cal
ΔH3 = -1,2 x 104
Fez-se o seguinte cálculo:
NaOH(s) água Na+(aq) + OH-(aq) - 1,1 x 104 cal
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) - 2,4 x 104 cal 
nNa+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + nCl-(aq) nH2O(l) + nNa+(aq) + nCl-(aq) - 1,2 x 104 cal
NaOH + H+ - ½ H2O + Na+ ΔH = 4,7 x 104 cal
Com os dados da Etapa I calculou-se o calor de dissolução:
1 Calorias = 4.1868 Joules
1,1 x 104 = 46,1 KJ
ΔH = - 46,1 KJ/mol
Este mesmo calor de dissolução na literatura é representado pelo valor de ΔH = - 44,2 kJ/mol.
Para ter-se certeza da precisão do dado em relação à literatura, fez-se o seguinte cálculo:
 44,2 100%
46,1 x
X= 104,3%
O valor apresenta um erro de 4,3 %
Com os dados da Etapa III calculou-se o calor de neutralização:
1 Calorias = 4.1868 Joules
1,2 x 104 = 50,24 KJ
ΔH = -50,24 KJ/mol
Este mesmo calor de neutralização na literatura é representado pelo valor de
ΔH = -55,4kJ/mol.
 Para ter-se certeza da precisão do dado em relação à literatura, fez-se o seguinte cálculo:
 55,4 100%
 50,24 x
X= 90,7 %
O valor apresenta um erro de 10,3 %
As diferenças dos valores obtidos experimentalmente para os valores teóricos adquiridos podem ser explicadas por diversos motivos, dentre eles o fato do NaOH ser higroscópico, por conta disso pode ter-se pesado uma massa de água junto com o NaOH sólido; a leitura errada do termômetro uma vez que este não tem graduação para ver-se com precisão temperaturas que apresentam casas decimais; a solução poderia não estar com molaridade precisa, o isolamento térmico pode não ter sido suficiente para isolar completamente o sistema., entre outros fatores.
Nas etapas I e II foi feita a dissolução do NaOH, e de NaOH com HCl, sendo na etapa II feita também a neutralização, e na etapa III como eram duas soluções foi realizada apenas a neutralização de ambas, como mostra a reação a seguir:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Conclusão
A partir dos conhecimentos adquiridos sobre Termodinâmica, Termoquímica, cálculo de Variações de Entalpia e os conceitos da Lei de Hess, além de conhecimentos prévios de reações ácido-base, e usos de instrumentos de medição foi possível realizar experimentos envolvendo reações químicas envolvendo trocas de calor, além calcular suas variações de entalpia e comprovar as equações dos experimentos pela Lei de Hess.
Referências Bibliográficas
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Departamento de Química UFMG. Termoquímica. (Janeiro de 2013). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/downloads/aulas/aula%205%20-%20termoquimica.pdf
Ensino a Distância. Termodinâmica e Termoquímica (2015). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.ensinoadistancia.pro.br/EaD/QG/aula-16/Termoquimica.pdf
Portal São Francisco. Termoquímica (2017). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/termoquimica
Só Química. Termoquímica (2017). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index.php 
Mundo Educação. Termoquímica (2017). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/fisica/termodinamica.htm
SAVI A. A. , COLUCCI C. C. Termodinâmica, 1ª edição. Editora da Universidade Estadual de Maringá. Maringá, Paraná, 2010. p 12-13. Coleção Formação de professores em física – EAD.
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Centro de Ciências Tecnológicas, Universidade do Estado de Santa Catarina. (Maio de 2014). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.joinville.udesc.br/portal/professores/carlad/materiais/10_Termoquimica.pdf
Departamento de Engenharia e Tecnologia Florestal. Universidade Federal do Paraná. Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.madeira.ufpr.br/disciplinasklock/
Só Química. Termoquímica (2017). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p2.php 
Só Química. Termoquímica (2017). Acesso em 04 de Outubro de 2017. Disponível em: http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php 
Ao observar a re ação, pode-se perceber
que a solução de NaOH não está na forma de íons, portanto ocorrerá liberação de calor
tanto para a d issociação de NaOH e a formação de sal, e de acordo com a tabela 2
obteve-se um aumento na temperatura, portanto, a entalpia da reação 2 será negativa.
Ao observar a re ação, pode-se perceber
que a solução de NaOH não está na forma de íons, portanto ocorrerá liberação de calor
tanto para a d issociação de NaOH e a formação de sal, e de acordo com a tabela 2
obteve-se um aumento na temperatura, portanto,