Experimento 1 - Calorimetria - Grupo 6-cor

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Físico-Química Experimental
Experimento 1 - Calorimetria
Termoquímica
Docente: Prof. Dr. Norberto Gonçalves
Profa. Dra. Lucia Noda
Participantes do grupo:
Gabriel Valerio RA 113.605
Luiza De Camillis RA 114.476
Lucas Martins e Faria RA 103.693
2021
lucia
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7,9
1. Resumo
Neste experimento, realizou-se uma reação de neutralização entre um ácido forte
(HCl) e uma base forte (NaOH) a fim de mensurar e avaliar a capacidade calorífica
de um calorímetro feito com materiais simples, em condições experimentais não
ideais. Comparou-se também a variação de temperatura desta mesma reação, caso
houvesse sido realizado utilizando condições ideais (calorímetro não absorvendo
calor proveniente da reação).
Fez-se também, utilizando o calorímetro, análises a determinação da variação de
entalpia da dissolução de sais (cloreto de amônio) em água, com base nas
diferenças de temperatura do meio reacional.
Por fim, observou-se também a variação de entalpia da reação entre magnésio
metálico e ácido clorídrico (HCl), para comparação de valores experimentar e
teóricos para esta reação, para validar a informação que trata-se de uma reação
exotérmica.
2. Resultados e Discussão
2.1 - Variação de temperatura (ΔT) considerando a capacidade calorífica do
calorímetro = 0.
1) Conforme informado, temos que a reação de neutralização do HCl com NaOH tem
proporção 1:1. Dos dados fornecidos, sabemos que ao final da reação, a cor ficou
rosa, o que é um indicativo de que o pH estava acima de 7, e dessa forma podemos
concluir que temos um excesso de NaOH na solução. Portanto, o número de mols
da reação será limitado pelo HCl.
Como a concentração da solução de HCl é 24,9 ± 0,5 mL, temos um erro relativo de
2%. Devemos considerar este valor para calcular o erro do número de mols da
reação, conforme abaixo:
nreação = nHCl = 24,9 x 10-3 L x 0,985 mol.L-1 = 0,0245 mol
O erro absoluto é dado por:
𝐸𝑟𝑟𝑜 = 0,0245 × 2100 = 0, 0005
Portanto, nreação = 0,0245 ± 0,0005 mol
Assim, podemos calcular agora o valor de ΔT, conforme a equação abaixo:
qreação = -[(m(sol) x C(sol) x ΔT(sol)) + (C(calorímetro) x ΔT(calorímetro))
lucia
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Mencionar resumidamente os resultados
lucia
Texto digitado
1,0
lucia
Realce
lucia
Texto digitado
?
lucia
Realce
lucia
Texto digitado
erro relativo
lucia
Riscado
lucia
Realce
lucia
Texto digitado
5,5
Como C(calorímetro) = 0, usando os dados de densidade e calor específico fornecidos na
Tabela 1, podemos isolar ΔT de forma que teremos a seguinte relação:
ΔT = qreação / -(m(sol) x C(sol)), onde qreação = nreação x ΔHdissolução
ΔT = 0,0245 mol x (-57,3 x 103) J.mol-1 / -(1,039 g.mL-1 x 49,9 mL x 3,89 J.g-1.°C-1)
ΔT = 6,961 °C
Erro:
● ΔH → Tabelado
● Nº mols → 0,0245 mol ± 0,0005 → 2%
● m(sol) = 51,85 ± 1,04 → 2,0%
● C(sol) → Tabelado
● TOTAL = 4,0% → 6,961 x 2,9% = 0,278
Portanto, desta forma, temos que ΔT = 6,961 ± 0,278 °C
Considerado o valor médio das temperaturas dos reagentes de (24,0 ± 1,0 °C) e a
temperatura final de (29,0 ± 0,5 °C), podemos observar que o ΔTexperimental é menor
que o valor teórico calculado. Isso ocorre justamente por termos considerado o valor
de C(calorímetro) = 0, pois estamos desprezando a troca de calor do meio reacional e do
calorímetro. É necessário monitorar a temperatura do calorímetro e ter
conhecimento de seu calor específico para que consigamos aproximar ao máximos
os valores de ΔT experimental e teórico. O calorímetro ideal é aquele que tem seu
valor de calor específico mais próximo a 0, pois assim, não troca calor com o meio
reacional.
2.2 Determinação da capacidade calorífica do calorímetro.
Seguindo as considerações feitas no item 1, e usando os dados da Tabela 1,
utilizaremos a seguinte equação para determinação da capacidade calorífica do
calorímetro:
q(calorímetro) = -(q(solução) + q(reação)) = -(ρ.V.C.ΔT + nreação.ΔHdissolução)
q(calorímetro) = -(1,039 g.mL-1 x 51,84 mL x 3,89 J.g-1.°C-1 x 5,0 °C + 0,0245 mol x (-57,3 x 103)
J.mol-1)
q(calorímetro) = -(1008,40 J - 1403,85 J) = 395,45 J
Erro:
● qreação = n.ΔH → 2%
● m(sol) = ρ.V = 51,85 ± 1,0 → 1,92%
● C(sol) → 0% (tabelado)
● ΔT = 5,0 ± 1,5 °C → 30%
● TOTAL = 33,92% → 395,45 x 0,3392 = 134,14
lucia
Realce
lucia
Texto digitado
Verificar qual é a concentração da solução de NaCl resultante para saber qual o calor específico da solução (ver Tabela 1 do roteiro)
lucia
Realce
lucia
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Como encontrou ?
lucia
Realce
lucia
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A afirmação não está correta. O correto é: O calorímetro ideal é aquele que não troca calor com o meio externo. A capacidade calorífica do calorímetro ideal não precisa ser igual a zero.
lucia
Realce
lucia
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Não está correto. Não é preciso aproximar o DT experimental do DT teórico (que considera Ccalor = 0); o que é preciso é saber o valor da Ccalor.
lucia
Lápis
lucia
Lápis
lucia
Realce
lucia
Realce
lucia
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Como encontrou este erro ? 
lucia
Lápis
lucia
Lápis
Portanto, desta forma, temos que q(calorímetro) = 395,45 ± 134,14 J
Para calcular a capacidade calorífica (C), temos:
C = q(calorímetro) / ΔT = (395,45 J / 5,0 °C) = 79,09 J.°C-1
Erro:
● q(calorímetro) → 33,92%
● ΔT → 30%
● TOTAL = 63,92% → 79,09 x 0,6392 = 50,55
Portanto, desta forma, temos que C = 79,09 ± 50,55 J.°C-1
O erro neste é caso é muito alto, e é causado devido ao erro de ΔT, que é de 30%
como foi mostrado anteriormente, e deve ser considerado duas vezes, sendo a
primeira ao calcular o q(calorímetro) e a segunda ao calcular a capacidade calorífica C.
2.4. Determinação do ΔH de dissolução de NH4Cl
Nesta etapa, utilizou-se massa suficiente do sal NH4Cl para obtenção de 100 mL de
solução aquosa 1,0 mol/L de sal. O procedimento consistiu em adicionar 25 mL de
H2O com temperatura conhecida no calorímetro e depois o sal e leve agitação. A
temperatura final foi obtida após estabilização. Abaixo a tabela 01 com os valores
experimentais e o ciclo termoquímico com os valores teóricos.
lucia
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Verificar o número de casas decimais de C e do erro correspondente.
Calculando experimentalmente:
Calor específico do NH4Cl: c = 4.189 - 43.63 x 10-3p + 429.9 x 10-6 P2
Volume da solução = 25,2
Massa de NH4Cl = 1,383
Densidade = 1,02 g/mL
Massa da solução = 1,02 g/mL x 25,2 mL
Massa da solução = 25,7 g
25,7 g de solução ----- 100%
1,383 g de NH4Cl ------ x
x = 5,38% de NH4Cl
x = p = porcentagem de NH4Cl, sendo assim:
Calor específico do NH4Cl: c = 4.189 - 43.63 x 10-3p + 429.9 x 10-6 P2
c = 4,189 - 43,63 x 10-3 (5,38) + 429.9 x 10-6 (5,38)2
c = 3,96 J.°C-1
Sal MM
(g/mol)
Massa
utilizada
(g)
Nº de
mols
Vol. de
H2O
utilizado
(mL)
Temp.
inicial
(ºC)
Temp.
final
(ºC)
ΔT (ºC) Massa do
sistema (g)
NH4Cl 53,49 1,383 0,025 25,2 23,9 22,5 -1,4 25,7
Tabela 01: Valor experimentais utilizados no experimento
Com base nas informações contidas na tabela 01 e no roteiro experimental é
possível calcular o ΔH dissolução usando a equação:
Sendo assim,
ΔHdissolução = 10,1 KJ/mol
lucia
Texto digitado
es
Abaixo na tabela 02 a comparação dos valores experimentais e teóricos:
Sal ΔH teórico
(kJ.mol-1)
ΔH Experimental (kJ.mol-1)
NH4Cl 35 10,1
Tabela 02: Comparação de ΔH de dissolução experimental e teórico do NH4Cl
A diferença entre os valores se da pela perda de calor durante o processo entre o
calorímetro e o meio e possíveis erros experimentais com relação ao manuseio dos
reagentes como solubilização incompleta do sal. Como o erro do Ccalorímetro é alto, o erro de
cálculo de ΔH experimental também é alto, e por isso, tivemos uma diferença entre o valor
teórico e o experimental.
2.5. Cálculo de ΔH da reação entre Magnésio metálico e HCl
A reação balanceada da Parte 4 é:
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)
Conforme os dados observados experimentalmente, esta é uma reação exotérmica devido
ao aumento de temperatura. É possível calcular o valor de de entalpia teórico a partir das
entalpias de formação dos compostos apresentados na reação balanceada:
ΔHteórico = ΔHf produtos - ΔHfreagentes
ΔHteórico = [ΔHf MgCl2 + ΔHf H2] - [2. ΔHf HCl + ΔHf Mg(s)]
OBS: a entalpia de formação de H2 e Mg(s) é igual a 0, logo:
ΔHteórico = ΔHf MgCl2 - 2. ΔHf HCl
ΔHteórico = -796,9 kJ.mol-1 - [2 x (-167,2 kJ.mol-1)]
ΔHteórico = -462,5 kJ.mol-1
lucia
Realce
lucia
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Este fator em princípio não pode ser avaliado neste experimento.
Agora, para calcular o ΔHteórico devemos utilizar o valor de densidade da solução de
NH4Cl. Neste caso, iremos utilizar um valor aproximado ao valor de densidade da água, 1,0
g.mL-1.
Desta forma, agora devemos calcular o número de mols de Mg utilizados na reação:
nMg = m/MM = 0,102 / 24,3 = 4,198 x 10-3 mol
Agora, é possível calcular o valor de ΔHteórico a partir da equação:
qreação = -(qsolução + qcalorímetro)
nMg.ΔHteórico = -(m.c.ΔT + CΔT)
4,198 x 10-3 mol x ΔHteórico = -(100 g x 3,96 J.g-1°C-1 x 4°C + 79,09 J.°C-1 x 4°C)
ΔHteórico = -(1584 J + 316,36J) / 4,198 x 10-3 mol
ΔHteórico = - 452,7 kJ.mol-1
Erro:
● mMg = 4,198 ± 0,04 ⟶ 0,98%
● c = 2,05%
● ΔT = 4,0 ± 1,0 ⟶ 25%
● Ccalorímetro ⟶ 63,92%
● TOTAL: 91,95% ⟶ 452,7 kJ.mol-1 x 0,9195 = 413,08 kJ.mol-1
ΔHteórico = - 452,7 ± 413,08 kJ.mol-1
3. Conclusão
Tem-se como objetivo da primeira parte do experimento a determinação da capacidade
calorífica do calorímetro, através de uma reação entre um ácido e uma base (reação de
neutralização). Conclui-se que, para o calorímetro em questão, precisa-se de 79,09 J.°C-1 ,
ou seja, 79,09 J para aumentar a temperatura da solução em 1 grau.
Na segunda parte do experimento, calculou-se o ΔH da dissolução do NH4Cl, sendo de
10,1 kJ/mol como sendo o valor experimental, e comparou-se com 35 kJ/mol referente ao
valor teórico para esta reação. Portanto, pode-se caracterizar esta reação como
endotérmica. Esta diferença entre os valores pode ser explicada pela absorção de calor que
lucia
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É DHexperimental !
lucia
Riscado
lucia
Realce
lucia
Riscado
lucia
Riscado
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Riscado
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Riscado
lucia
Realce
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Realce
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Realce
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Realce
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Realce
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Riscado
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Realce
lucia
Realce
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A absorção de calor pelo calorímetro está computada no termo qcalorímetro
lucia
Texto digitado
1,4
ocorre no processo interno do calorímetro, assim como erros experimentais, como a
manuseio dos reagentes e equipamentos.
Finalizando o experimento, com a reação entre Mg e HCl no calorímetro, foi possível
observar que neste caso a reação é exotérmica. Da mesma forma que foi observado no
tópico anterior, há uma diferença entre os valores teóricos e experimentais, isto se dá
provavelmente pelo uso do calorímetro não convencional, e também imprecisões
relacionadas com o manuseio de reagentes e equipamentos. Porém, o maior erro
propagado entre os cálculos realizados foi o da variação de temperatura nos experimentos,
por apresentar um valor muito baixo quando comparado ao seu erro absoluto, gerando um
erro percentual muito alto que se propagou nos cálculos realizados posteriormente.
4. Referências
UNIFESP. Roteiro De Experimentos – Termoquímica. Unidade Curricular: Físico-Química
Experimental, p. 1-6, 2021;
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o
meio ambiente; Tradução de Ricardo B. De Alencastro. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
BROWN, Theodore L., LEMAY, H. Eugene Jr; Bursten, Bruce E., BURDGE, Julia R. Química
La Ciencia Central. 9ª ed. México: Pearson Education, 2004;
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Realce
lucia
Lápis
lucia
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Muito boa observação !
lucia
Realce