Relatório Calorimetria

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Universidade do Vale do Paraíba
Físico-química Experimental I
CALOR DE DISSOLUÇÃO E CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO
06/05/2021
Alexia Regina Vieira de Lira 01910068
Carolina Marcondes 01910883
Kauê Filipe Ribeiro 01920090
Leandro Serpa David 01910159
Objetivo
	Este experimento tem como objetivo determinar o calor de neutralização e de um ácido forte (HCl) por uma base forte (KOH)
Introdução Teórica
	Os processos químicos e físicos envolvem reações químicas e até mudanças no estado físico, mas também são acompanhados por variações energéticas. 
	A calorimetria é área da física que estuda estas variações energéticas, e através da calorimetria é possível se saber a quantidade de energia térmica necessária para que ocorram variações de temperatura ou mudanças de estado físico.
	Uma situação muito estudada é a das variações energéticas que acompanham processos que acontecem às situações de pressão constante. A mudança na quantidade calor em reações isobáricas chama-se calor de reação ou variação de entalpia. Sendo assim, quando no sistema ocorre a variação à pressão constante, o calor absorvido é igual a variação da entalpia (ΔH). Ou seja:
ΔQ=ΔH
Equação 1: Calor e entalpia
	Em casos como esse, a equação da primeira lei da termodinâmica utilizada é a mostrada abaixo:
	ΔQ=m.C.ΔT
Equação 2: Primeira lei da termodinâmica 
Onde:
m= massa
C= calor específico 
ΔT= variação de temperatura 
	Em soluções de ácidos fortes como o HCl neutralizadas com soluções de bases fortes como o KOH, é possível notar que o calor liberado por mol de H2O é considerado constante, não dependendo da natureza tanto do ácido quanto da base. Sendo assim a única reação química quando ocorre a neutralização de um ácido forte por uma base também considerada forte é: 
H+(aq) + OH-(Aq) H2O(l)
	Quando ácidos ou bases são neutralizados, o calor associado a esse processo não é somente o de reação entre os íons, mas há também o calor que foi absorvido na reação de dissociação da base ou do ácido, ambos considerados fracos.
Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de dissolução, é necessário conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse conceito, de acordo com Russel, baseia-se na quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do sistema de 1 ºC. A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é feita utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro, isto é:
Equação 3: Calor cedido/ganho
Sendo: qcal = C . Δ T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro);
Assim, substituindo-se estas variáveis na Equação 2, tem-se:
Equação 4: Cálculo do calor
Sendo: Tf a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; T2 a temperatura do calorímetro vazio e T1 a temperatura da H2O no calorímetro.
Conhecendo-se a capacidade calorífica do calorímetro, é possível determinar experimentalmente a entalpia de dissolução de uma substância contida no calorímetro de acordo com equação abaixo.
Equação 5: Cálculo da entalpia de dissolução
Procedimento Experimental
	Os materiais e reagentes utilizados para a realização deste experimento estão listados abaixo:
· Balança analítica
· Vidro de relógio
· Espátula de porcelana
· Béquer de 100 mL
· Bastão de vidro
· Balão volumétrico de 100 mL
· Pipeta graduada de 10 mL
· Proveta de 100 mL
· Termômetro
· Ácido Clorídrico (HCl)
· Hidróxido de potássio (KOH) em lentilhas
· Iodeto de potássio (KI)
· Ácido sulfúrico (H2SO4) 0,2 mol.L-1.
· Água desmineralizada
· Frasco térmico (calorímetro).
Reação 1
a) Pesar em balança analítica o hidróxido de potássio para o preparo de 100 mL de uma solução de 0,5 mol/L. Deve-se tomar cuidado ao manusear o KOH, pois trata-se de uma substância corrosiva.
b) Adicionar o mais rápido possível, água suficiente para dissolver todo o KOH pesado. Agitar para dissolver completamente o KOH. Caso seja necessário, utilizar um bastão de vidro para auxiliar na dissolução. Verter para o balão de 100 mL o mais rápido possível e introduzir um termômetro na solução e anotar a máxima temperatura atingida.
Reação 2
a) Preparar 100 mL de solução 0,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) da seguinte forma: inicialmente medir o volume calculado de ácido e verter em um béquer com 100 mL de água, agitar para homogeneizar e verter o mais rápido possível para o balão de 100 mL completando o volume e medir a máxima temperatura atingida pela dissolução.
b) Deixar repousar a solução, a qual deve estar a temperatura ambiente ou ligeiramente inferior (comprovar com o termômetro). Anotar a temperatura.
Reação 3
a) Pesou-se em uma balança analítica 25 gramas de KI, em um béquer de 100 mL.
b) Foi adicionada água suficiente para se dissolver o KI e agitou- se com o auxílio de um bastão de vidro a solução até total dissolução do sólido (de maneira rápida para que não ocorresse variação de temperatura). Verteu-se esta solução para um balão de 100 mL, completou-se o volume e um termômetro foi introduzido para se anotar a máxima temperatura atingida.
Reação 4
a) Foi colocado no béquer 100 mL de H2SO4 0,20 mol/L. Agitou-se cuidadosamente a solução com o auxílio de um bastão de vidro até atingir um valor de temperatura constante (próximo ao da temperatura ambiente). Esta temperatura foi anotada utilizando um termômetro introduzido na solução.
b) Pesou-se 25 gramas de KOH em um béquer com o auxílio da balança analítica.
c) Verteu-se o KOH pesado na solução de ácido sulfúrico. Agitou-se com o bastão de vidro até total dissolução do hidróxido de potássio. Com um termômetro a temperatura máxima atingida foi medida.
Reação 5
a) Mediu-se 100 mL de H2SO4 em um béquer, agitou-se esta solução até que fosse possível obter uma temperatura constante (próxima a temperatura ambiente).
b) Pesou-se 10 gramas de KI em vidro de relógio, com o auxílio de balança analítica.
c) Verteu-se o iodeto de potássio na solução do béquer. Agitou-se até completa dissolução e mediu-se a temperatura mínima atingida.
Reação 6
a) Colocou-se no béquer 100 mL da solução de H2SO4 preparada anteriormente. Agitou-se cuidadosamente com um bastão de vidro até atingir uma temperatura constante (próxima a temperatura ambiente).
b) Verter a solução de KI preparada anteriormente. Agitou-se para misturar completamente. E anotou-se a mínima temperatura atingida.
Reação 7
a) Mediu-se 100 mL de H2SO4 0,25 M e 100 mL da solução de KOH preparada anteriormente, as soluções devem estar a temperatura ambiente ou ligeiramente inferior (comprovar com um termômetro). Anotou-se as temperaturas.
b) Adicionou-se a solução de KOH na solução de H2SO4 0,25 M. Misturou-se rapidamente e anotou-se a máxima temperatura observada.
Resultados e Discussões
Reação 1
Para o preparo de 100 mL de solução 0,5 mol/L de KOH, foram feitos os seguintes cálculos:
M = m / MM . V 
m = M . MM . V
m = 0,5 . 56,1056 . 0,1
m = 2,8053 g
A tabela abaixo demonstra os valores da variação de temperatura ao adicionar KOH água. 
	
	Temperatura (o C)
	H2O
	21
	H2O + KOH
	25,5
Tabela 1 – valores experimentais reação 1
Fonte: vídeo aula experimental 06.05
Determinação da entalpia de dissolução KOH (Δ Hdiss)
 Conhecendo o princípio da igualdade das trocas de calor, pode-se afirmar que a soma das quantidades de calor do calorímetro e da água é igual a zero, portanto, substituindo-se os valores obtidos experimentalmente na Equação (4) tem-se: 
Ccal = 100 x 4,184 (25,5 – 21)/(25,5 – 21) Ccal = 418,4 J/ºC 
Obs.: considerou-se a capacidade calorífica específica e a densidade da água iguais a da água pura, 4,184 J/g ºC e 0,986 g/cm3, respectivamente, e o calor especifico para KOH é de 757 J/g oC.
De acordo com os dados obtidos experimentalmente, calculou-se o calor de dissolução do KOH.
Substituindo esses valores na equação (5), obtém-se: Δ Hdiss (KOH) = + 13,32 kJ/mol
 Reação 2
Para o preparo de 100 mL de solução 0,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl), foram feitos os seguintes cálculos:
M = m / MM . V 
m = M . MM . V
m = 0,5 . 36,458 . 0,1
m = 1,8229 gConsiderando que o HCl (Synth) se encontra na forma líquida com um teor de 37% e densidade de 1,19 g/cm3. Encontrou-se o volume que continha a massa de 1,8229g de HCl como mostra abaixo.
C = p . T . 10 
C = 1,19 . 37 . 10
C = 440,3 g de HCl/ 1000 mL
Com isso, encontrou-se a massa de 440,3g de HCl que contém na solução estoque, e através de regra de três determinou-se o volume a ser pego.
440,3 g ---- 1000 mL	x = 4,14 mL
1,8229 g ---- x
Determinação da entalpia de dissolução HCl (Δ Hdiss)
Sabendo-se que o valor de cCal da água é o mesmo para ambos os experimentos, substitui-se os valores na equação (5).
 obtendo-se: Δ Hdiss (HCl) = 1016,3 kJ/mol.
Conclusão
A realização deste experimento permitiu assimilar alguns conceitos termoquímicos de fundamental importância como: a Primeira Lei da Termodinâmica, entalpia, reação endotérmica, reação exotérmica, capacidade calorífica, calor de dissolução, entre outros. Desta forma, esta prática consiste em utilizar materiais e reagentes simples para realização de um experimento com alto valor de conteúdo.
Descarte
Soluções de ácidos ou bases inorgânicas (KOH, HCl e H2SO4): Devem ser diluídas e neutralizadas, podendo então ser desprezadas na rede de esgoto, desde que não contaminados com outros produtos, respeitando-se os limites estabelecidos nos decretos estaduais 8.468/1976 e 10.755/1997.
Iodeto de potássio (KI): descartar separadamente do lixo comum. Procurar reciclar o material descartado, assim como aquele recolhido em derrames. Caso não seja possível, encaminhar para aterro sanitário/industrial. OBS.: A opção de descarte deve seguir sempre a orientação do setor de meio ambiente da empresa e a legislação pertinente.
Perguntas e Exercícios
1) Escrever as equações iônicas para as reações.
I. KOH + H2O K++ OH-
II. HCl + H2O H++ Cl- 
III. 2KI + 2H2O H2 + I2 + 2KOH
IV. H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O
V. H2SO4 + 2KI K2SO4 + 2HI
VI. 2KI + 2H2SO4 → K2SO4 + SO2 + I2 + 2H2O
VII. ½ H2SO4 + KOH→ ½ K2SO4 + H2O
2) Calcular para as reações 1a 5 :
a) Variação da temperatura. T2 – T1
I. 298,65- 294,5= 4,15K
II. 300-294= 6K
III. 298,15 – 294,15 = - 5K
IV. 315,15 – 297,15 = 18K
V. 293,35 – 295,75 = - 2,4K
b) Quantidade de calor absorvida pela solução.
Q1 = m1. c1. ΔT
I. Q1= 100.64,9.4,15= -26,9 kj
II. Q2= 109,6 cal
III. Q3= 25.64,9.5= -8,11 kj
IV. Q4= 25.64,9.18= -29,2 kj
V. Q5= 10.64,9.2,4= 1,55 kj
c) Quantidade de calor absorvida pelo béquer.
Q1 = m1. c1. ΔT
I. Q1= 100.0,2.4,15= -90 cal
II. Q2= 108 cal
III. Q3= 25.0,2.5= -25 cal
IV. Q4= 25.0,2.18= -90 cal
V. Q5= 10.0,2.2,4= -4,8 cal
d) Quantidade de calor desenvolvida por mol de KOH.
Qp =nCΔT
I. Qp1= 0,05.64,9.4,15= 13,46 J/mol
II. Não apresenta mols de KOH
III. Não apresenta mols KOH
IV. Qp4= 0,44.64,9.18= 520,52 J/mol
V. Não apresenta mols de KOH
e) Quantidade de calor desenvolvida por mol de KI.
 I. Não possui mols de KI
 II. Não apresenta mols de KOH
III. Qp3= 0,15.64,9.5= 92,48 J/mol
IV. Não possui mols de KI
V. 0,06.64,9.2,4= 9,38 J/mol
f) Número de mols de KOH e KI empregado nas soluções respectivas.
n = m/MM
I. nKOH= 2,8053/56,1056= 0,05 mols
II. Não se aplica a reação 2
III. nKi= 25/165,99 = 0,15 mols
IV. nKOH= 25/ 56,1056= 0,44 mols
V. nKI= 10/165,99= 0,06 mols
g) Qual a molaridade do sal que se produz na reação de neutralização
M = m1 / MMxV → M = 4,45 mol/L
h) Calcule a concentração das soluções preparadas. 
M = m / MM . V
I. M1= 2,8053/56,1056.0,1= 0,5 mol/L
II. M2= 1,823/36,5.0,1= 0,5 mol/L
III. M3= 25/165,99.0,1= 1,50 mol/L
IV. M4= 25/56,1056.0,1= 4,45 mol/L
V. M5= 10/ 165,99.0,1= 0,6 mol/L
i) Explique os resultados das reações, as mesmas seriam reações de neutralização?
Reação 1: Os resultados mostram que é uma reação exotérmica ao reagir-se com a água, esta reação é de dissociação iônica.
Reação 2: Se trata de dissolução.
Reação 3: Se trata de uma dissolução.
Reação 4: É uma reação de neutralização, pois adiciona um ácido em uma base, produzindo água e um sal.
Reação 5: Não é uma reação de neutralização pois não produz água.
3) Expresse seus resultados como calores de reação: ∆H1, ∆H2... ∆H7.
ΔH1= -231,22 kj
ΔH2= 211 kj
ΔH3= 266,6 kj
ΔH4= -341,5 kj
ΔH5= -524,7 kj
ΔH6= -140,28 kj
ΔH7= -57,7 kj
Referências
HELERBROCK, Rafael. "Calorimetria"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/fisica/calorimetria-i.htm. Acesso em 12 de maio de 2021.
Disponível em:<https://www.seduc.ce.gov.br/wp-content/uploads/sites/37/2008
/12/manual_descarte_de_produtos_quimicos.pdf>. Acesso em: 13 de maio de 2021.
Disponível em: <https://cloud.cnpgc.embrapa.br/igu/category/s12-administracao
/c4gestao/administracao/srh/fispq/laboratorios/Iodeto%20de%20pot%C3%A1ssio.pdf>. Acesso em: 13 de maio de 2021.	
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