RELATÓRIO EXPERIMENTAL CALOR DE REAÇÃO

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO – IFMA. 
CAMPUS SÃO LUIS- MONTE CASTELO.
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA - DAQ
DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL I
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO 2: CALOR DE REAÇÃO
Prof. Dr. Marcelo Moisinho
Aluna: Hilzimar de Jesus Freitas Sá
Experimento realizado em 08 de Outubro de 2019, no laboratório 3 de química.
São Luís - MA
2019
INTRODUÇÃO
Calor de reação é o nome dado à quantidade de calor liberado ou absorvido em uma reação química ou mudança de estado. Para medi-lo, utiliza-se um equipamento denominado de calorímetro. A determinação deste calor pode ser feita através da Lei de Hess ou de medidas calorimétricas. É importante que nesta determinação experimental seja observado o estado físico dos participantes e o efeito que este exerce sobre os resultados obtidos (ATKINS, 2006). 
O calor de solução é definido como o calor envolvido na dissolução de um mol de soluto em quantidade suficiente de solvente para constituir uma solução diluída. O calor de neutralização é o calor envolvido na reação de neutralização de um ácido por uma base com formação de um mol de água. Observa-se que quando tratamos soluções diluídas de ácidos fortes com soluções diluídas de bases fortes o calor liberado, por mol de água formado, é praticamente constante e independente da natureza dos ácidos ou bases envolvidos. Este valor, igual a -13700 cal.mol-1, a 25oC, é consequência da ionização completa dos eletrólitos fortes (ASSUMPÇÃO, 2010).
OBJETIVOS
Observar e calcular a quantidade de calor desprendida em reações químicas.
MATERIAIS E REAGENTES
3.1 Materiais e Reagentes
	Termômetro medida de 50ºC
	1 calorímetro
	Espátula
	Bastão e vidro
	1 vidro de relógio
	NaOH P.A.
	1 béquer de 200 mL
1 béquer de 100 mL
2 béqueres de 50 mL
	HCl P.A.
Água destilada
Fita de pH
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Determinação do calor da reação 1. 
Foram pesados 1,5 g de NaOH P.A em um vidro de relógio.
Foram colocados 50 ml de água da torneira em um béquer de 100 ml e em seguida verificou-se a temperatura.
Adicionou-se o NaOH P.A pesado na água contida no béquer. Mexeu-se com o bastão de vidro até completa dissolução do NaOH. 
Logo em seguida aferiu-se a temperatura da solução.
Determinação do calor da reação 2.
d) Após os cálculos prévios para obtenção do volume necessário, foram preparados 100 ml de solução de HCl de concentração 0,75 mol.L-1.
e) Foram repetidos os procedimentos A, B e C usadas na determinação do calor da reação 1, porém na etapa B a água foi substituída por 50 ml solução de HCl 0,75 mol.L-1 .
Determinação do calor da reação 3.
f) Realizaram-se os cálculos necessários e foram preparados 50 mL de solução de HCl e 50 ml de solução de NaOH, ambas com concentração de 1,5 mol.L-1
g) Foram aferidas as temperaturas das duas soluções.
h) Adicionou-se a solução de NaOH à de HCl. Agitando-se rapidamente e logo em seguida aferiu-se a temperatura.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Por opção dos alunos, todos os experimentos foram realizados em sistema aberto (dentro de um béquer).
Determinação do calor da reação 1. 
A temperatura da água da torneira (Ti) aferida foi igual a 27ºC, depois de dissolvido o NaOH na água a solução apresentou uma tempera (Tf) de 31ºC, demostrando que a reação tem natureza exotérmica, ou seja ∆H<0 . A variação da temperatura pode ser calculada pela equação 1:
∆T= Tf - Ti (1)
Onde Ti= 27ºC e Tf= 31ºC, logo:
∆T= 31 – 27= 4ºC
O calor envolvido na reação pode ser calculado pela equação 2:
Q= m.c. ∆T (2)
Onde Q= calor envolvido na reação, m= massa em grama da substancia, c= calor especifico e ∆T= variação de temperatura. Observando que a massa da água foi determinada pela formula de densidade ), sendo que a densidade da água é igual a 1, e o volume utilizado foi 50 mL, logo:
m(H2O)= 1x0,05x103 = 50 g 
Para obtenção da massa total somou-se os valores das massas obtendo-se o valor igual a 51,5 g. Então:
Q= 51,5 x 1 x 4
Q= 206 cal ou ∆H= - 206 cal
A reação é representada pela fórmula:
NaOH(s) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) + 206 cal
Determinação do calor da reação 2.
Para a obtenção do volume de HCl P.A. necessário para o preparo de 100 mL de solução de HCl de concentração 0,75 mol.L-1, foram feitos os cálculos utilizando-se as seguintes formulas:
C = d .T.1000 (3)
Onde C = Concentração; d = densidade do HCl e T = título (refere-se à pureza).
C = 1,19. 0,37. 1000
C = 440,30 g/L, 
Para a obtenção da molaridade substitui-se a concentração encontrada na fórmula 4.
M = (4)
Onde M = Molaridade; C = Concentração; mM = Massa Molar. 
 M = 
 M =12,07 mol/L-1 
Para obtenção do volume de HCl necessário para a molaridade pretendida da solução de 100mL, usou-se a formula 5.
M1 x V1 = M2 x V2 (5)
Onde: M1 = Molaridade inicial, V1= volume inicial, V2 = volume final e M2 = Molaridade final. Substituindo-se os valores, obteve-se o resultado a seguir:
12,07 mol/L -1 x V1 = 0,75 mol/L-1 x 100 mL
 V1 = 6,21 mL
A temperatura da solução aferida foi de 27ºC (Ti). 
Foi repetida a etapa A da reação 1, e para dissolução do NaOH, foi usado 50 mL da solução de HCl a 0,75 mol.L-1 descrita a cima. A temperatura aferida logo após a dissolução do NaOH, foi de 39ºC (Tf). O calor envolvido na reação foi calculado pela equação 2. Observando que a massa HCl foi determinada pela formula de densidade ), sendo que a densidade do HCl é igual a 1,19 e o volume utilizado foi 50 mL, logo obteve-se o valor a seguir: 
 m = 59,5g
Ressaltando que a massa do NaOH foi de 1,5g e somando-se os valores das massas, obteve-se o valor da massa total (Mt):
Mt = 59,5 + 1,5
Mt = 61 g
Substituindo-se os valores na equação 2, tem-se:
Q= 61 x 1 x (39 - 27)
Q= 732 cal
Como se trata de uma reação exotérmica a ∆H= - 732 cal.
A reação é representada pela equação química:
HCl (l) + NaOH (s) NaCl (aq) + H2O (l) + 732 cal
Determinação do calor da reação 3.
Para o preparo de 50 mL da solução de HCl de 1,5 mol.L-1 (solução 1), foram usados os valores obtidos pelas formulas 3 e 4, que obteve-se a molaridade igual 12,07 g/mol. Aplicando-se os valores na formula 5, encontrou-se o valor a seguir:
12,07 x V1 = 1,5 x 50
V1 = 6,2 mL de HCl P.A para preparo da solução 1. Após o preparo, a solução ficou alguns minutos em repouso, e então se aferiu a temperatura que foi de 27ºC (Ti).
E para o preparo de 50 mL da solução de NaOH de 1,5 mol.L-1 (solução 2), foi utilizada a formula 6:
m= M x mM x V(L) (6)
Onde m= massa em gramas; M= molaridade; mM= massa molar do NaOH; V(L)= volume em litros. Examinando que massa molar do NaOH é igual a 40 g/mol. Substituíram-se os valores:
m= 1,5 x 40 x 0,05 
m= 3g de NaOH sólido para preparo da solução 2. Após o preparo, a solução ficou alguns minutos em repouso, e então se aferiu a temperatura que foi de 27ºC (Ti).
Ao se adicionar a solução 2 na solução 1, aferiu-se a temperatura e obteve um valor igual a 36ºC (Tf), apresentando uma variação de temperatura igual a 9ºC. O calor envolvido na reação foi calculado pela equação 2, ressaltando que, m= a soma das massas de HCl e NaOH, e substituindo-se os valores tem-se os resultados a seguir.
Q= (59,5 + 3) x 1 x (36 - 27)
Q= 62,5 x 9
Q= 562,5 cal
A reação é exotérmica então ∆H= - 562,5 cal.
A reação é representada da seguinte maneira:
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + 562,5 cal
Em 1887, Arrhenius propôs que em soluções eletrolíticas existe um equilíbrio entre as moléculas não dissociadas de um soluto e os íons que delas provêm pela dissociação eletrolítica. “Os ácidos e as bases fortes sendo quase que totalmente dissociados, sua interação era, em todos os casos, equivalente a𝐻 +(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻2𝑂(𝑙), explicando assim a constância do valor da entalpiade neutralização dos mesmos” (SANTOS, 2017).
A reação de neutralização é um processo exotérmico (libera calor), e quando ocorre em um sistema adiabático, a temperatura do sistema se eleva. Em resumo, a variação de entalpia (ΔH) é negativa (SANTOS, 2017).
CONCLUSÃO
A reação que apresentou maior calor envolvido foi a reação 2 (HCl (l) + NaOH (s)) em relação as demais, a energia liberada foi da dissociação do sal, em íons e junção dos íons em sal e água, obtendo maior dispersão de energia em forma de calor.
Os experimentos foram realizados sem o uso do calorímetro, os resultados obtidos podem apresentar-se inferiores com os valores encontrados na literatura, visto que, o sistema aberto perde mais calor para o ambiente, onde há troca de matéria e energia com a vizinhança. 
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ªed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
ASSUMPÇÃO, M. H. M. T. et al. Construção de um calorímetro de baixo custo para a determinação de entalpia de neutralização. Eclética Química, v. 35, n. 2, p. 63-69, 2010.
SANTOS, K. P. F. et al. Aquisição quantitativa da entalpia de neutralização de ácido-base e entalpia de solução.2017.