Pré - Relatório Calor de Dissolução

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Química - DQI
Pré-Relatório 
Calor de Dissolução
Acadêmicos:   
Andressa M. Takahashi                                              RA: 80106 
Bruna C. Bernardi RA: 99154
Geovana Alda                                                          RA: 95204
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Bacharelado
Disciplina: Físico-Química  Experimental I - Turma 03
   Maringá – 2021
1) INTRODUÇÃO 
1.1) Medidas de calor a pressão e/ou volumes constantes.
A temperatura é definida como a medida do nível de energia térmica de um material, ou seja, é a medida do nível ou grau de agitação das partículas constituintes (átomos ou moléculas). Quanto mais agitadas estiverem essas partículas, maior será o valor da temperatura.
Assim como a massa e o volume, que podem ser medidos com o auxílio de alguns equipamentos, como balanças e vidrarias graduadas, a temperatura também é uma grandeza e pode ser medida por meio de um termômetro digital ou de mercúrio. O termômetro de mercúrio é feito de um fino tubo de vidro com mercúrio dentro. Esse líquido dilata-se com o aumento da temperatura e assim indica seu valor na graduação, que fica na parte externa do tubo.
Essas graduações são chamadas de escalas termométricas e são três as mais utilizadas: graus Celsius (ºC), Kelvin (K) e Fahrenheit (ºF).
As unidades de calor são unidades de energia. Exemplos são o Joule, J, a caloria, cal, a kilocaloria, Cal, e o Btu (British Thermal Units). Historicamente, a caloria foi definida como a energia necessária para aquecer 1g de água de 14,5 para 15,5 oC.
Para a termodinâmica estuda as relações entre o calor trocado e o trabalho realizado num processo físico, que envolve uma massa de gás e o meio externo, ou seja, o meio ambiente, também chamado de primeiro princípio da termodinâmica, essa lei é conhecida como o Princípio da Conservação da Energia. Para todo e qualquer sistema termodinâmico há uma função característica, que é conhecida como energia interna. Sabendo disso, podemos enunciar essa primeira lei da seguinte maneira: a variação da energia interna entre dois sistemas pode ser determinada pela diferença entre a quantidade de calor e o trabalho trocado com o meio ambiente. Matematicamente essa lei pode ser escrita da seguinte forma: ΔU = Q – T.
Essa lei tem aplicação prática em três transformações particulares de um gás perfeito. Lembrando que um gás perfeito ou ideal é um modelo idealizado para o comportamento de um gás, o qual obedece às leis de Gay Lussac, lei de Boyle Mariotte e a lei de Charles.
- Transformação Isotérmica
Essa transformação ocorre, como o próprio nome indica, à temperatura constante, de modo que a variação da energia interna do gás é igual a zero, pois a energia interna inicial é igual à energia interna final, ΔU = 0. Dessa forma, a quantidade de calor do sistema é igual ao trabalho realizado pelo mesmo, ou seja, Q = T.
- Transformação Isovolumétrica
Essa é um tipo de transformação de um gás perfeito que ocorre a um volume constante, ou seja, o volume do gás permanece o mesmo durante todo processo termodinâmico. Sendo o volume constante podemos concluir que o trabalho é igual a zero, dessa forma temos que a equação que descreve a primeira lei da termodinâmica fica do seguinte modo: ΔU = Q
- Transformação Adiabática
Nessa transformação o gás não troca calor com o meio externo, seja porque ele está termicamente isolado ou porque o processo ocorre suficientemente rápido de forma que o calor trocado possa ser considerado desprezível, ou seja, Q = 0. Em uma expansão adiabática o volume do gás aumenta, a pressão diminui e a temperatura diminui. Já na compressão adiabática ocorre que o volume diminui, a pressão e a temperatura aumentam. Essa transformação pode ser percebida nos sprays de desodorante em geral.
-Segunda Lei da Termodinâmica
Segundo Carnot, para que ocorra conversão contínua de calor em trabalho, uma máquina térmica deve realizar ciclos contínuos entre a fonte quente e a fonte fria, as quais permanecem em temperaturas constantes. A cada ciclo realizado é retirada uma quantidade de calor da fonte quente, parte desse calor é convertida em trabalho e a outra parte é rejeitada para a fonte fria.
Para analisarmos o calor da reação medido a pressão constante não será o mesmo do calor medido a volume constante. 
 Reação com expansão de volume 
Exemplo: 2 C (sólido) + O2(g) → 2 CO(g) 1 mol 2 mols 
– Calor medido a pressão constante 
Toda energia sob volume constante, originada da reação, é liberada na forma de calor (qv). 
Sob pressão constante, o sistema é expandido, executando o trabalho . Logo, parte daquela energia originada da reação será utilizada na realização do trabalho e o calor liberado (qp) será menor que o calor liberado a volume constante (qv).
1.2) Determinações do calor de dissolução (ou entalpia) através de medidas calorimétricas.
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°C. 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:
qcal = C . ∆T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro); 
C = capacidade calorífica do calorímetro; 
∆T = variação de temperatura; 
qágua = m.c. ∆T (calor absorvido/liberado pela água); 
m = massa da água. 
Assim, substituindo-se estas variáveis na Equação
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 as Equações:
onde, 
Substituindo-se a Eq. acima:
1.3) Determinações de calor de sistemas em equilíbrio.
Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta (em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os produtos transformam-se em reagentes). Estas reações apresentam a mesma velocidade. 
O gráfico de equilíbrio químico apresenta sempre as mesmas variáveis: tempo, no eixo x, e concentração em mol/L, no eixo y. Qualquer curva descendente pertence a um reagente, e qualquer curva ascendente pertence a um produto.Identificamos uma situação de equilíbrio quando as curvas presentes no gráfico tornam-se horizontais em relação ao eixo da concentração. Variáveis de um gráfico de equilíbrio químico. 
Para o equilíbrio térmico implica que todas as partes de um sistema ou todos os sistemas, tenham a mesma temperatura; não há qualquer calor entre as partes ou sistemas mesmo quando separados por fronteiras diatérmicas (que permitem a existência de calor)
1.4) A constante de solubilidade e a sua dependência com a temperatura.
Os gases, em geral, são pouco solúveis em líquidos. Existem, porém, dois fatores que alteram sua solubilidade: a pressão e a temperatura . A influência da pressão sobre um líquido pode ser enunciada pela Lei de Henry: “Em temperatura constante, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido.”.
Essa lei se aplica somente em certas condições, nas quais a concentração do soluto e sua pressão parcial são relativamente baixas, ou seja, quando o gás e a solução são ideais e quando não ocorre interação entre o soluto e o solvente.
O produto de solubilidade é simbolizado por KPS ou KS e é uma constante de equilíbrioentre um sólido não dissolvido e seus íons. O estudo do produto de solubilidade (KPS) sempre envolve um soluto pouco solúvel em solução.
Contudo, a solubilidade é uma propriedade do sistema soluto/solvente que admite graus e é muito dependente da temperatura. Assim, para se utilizar o ensaio de solubilidade como um elemento de corte para obter-se informações sobre grupamentos funcionais, é necessário observar um valor (padrão) acima do qual a substância é considerada solúvel e, abaixo do qual, é considerada insolúvel (valor de corte). 
1.5) Características do ácido benzóico.
O ácido benzóico é um composto aromático, de fórmula química C7H6O2, pertencente ao grupo dos ácidos carboxílicos, descoberto em meados do século XVI. Trata-se do mais simples dos ácidos carboxílicos (uma carboxila, COOH ligada a um anel benzênico), praticamente insolúvel em água, mas solúvel em solventes orgânicos menos polares, como éteres, álcoois e benzeno. O nome oficial do ácido benzoico é ácido-benzeno-monocarboxílico.
Ácido benzoico é produzido comercialmente por oxidação parcial do tolueno com oxigênio. O processo é catalisado por naftalenatos de cobalto ou manganês. O processo usa matérias primas baratas, resultando em alto rendimento, e é considerado ambientalmente adequado ("verde").
2) OBJETIVO: 
Determinar o calor de dissolução de uma substância pelo método da solubilidade.
3) MATERIAIS: 
· Solução saturada de ácido benzóico;
· Béquer de 600 mL;
· Manta;
· Agitador magnético;
· Água destilada;
· Pipetas; 
· Anel metálico e suporte universal; 
· Mangueira; 
· Lã de vidro; 
· Tubo de vidro; 
· Solução de NaOH;
· Indicador fenolftaleína;
· Termômetro. 
4) PROPRIEDADES 
4.1) Ácido benzóico
O ácido benzoico, C₆H₅COOH, é um composto aromático classificado como ácido carboxílico. Este ácido fraco e seus sais são usados como conservantes de alimentos e ocorre naturalmente em certas plantas. Seu anel aromático é similar ao do benzeno e é o mais simples ácido carboxílico aromático.
Fórmula: C7H6O2
Massa molar: 122,12 g/mol
Ponto de fusão: 122,3 °C
Ponto de ebulição: 249,2 °C
Densidade: 1,27 g/cm³
Fórmula molecular: C6H5COOH
4.2) Hidróxido de sódio
O hidróxido de sódio, também conhecido como soda cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria, principalmente como base química, na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. Trata-se de uma base forte. 
Fórmula: NaOH
Massa molar: 39,997 g/mol
Densidade: 2,13 g/cm³
Classificação: Base
IUPAC: Sodium hydroxide, Sodium oxidanide
Solúvel em: Água, Etanol, Metanol
4.3) Fenolftaleína
A fenolftaleína é um indicador de pH com a fórmula C₂₀H₁₄O₄. Apresenta-se normalmente como um sólido em pó branco ou em solução alcoólica como um líquido incolor. É insolúvel em água, porém solúvel em etanol. É utilizada para medir o pH de soluções, e foi usado em "medicações", embora muito prejudicial à saúde. 
Fórmula: C₂₀H₁₄O₄
Massa molar: 318,32 g/mol
Densidade: 1,28 g/cm³
Ponto de ebulição: 557,8 °C
Ponto de fusão: 260 °C 
Solubilidade em água: (4g/L)
5) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Preparar cerca de 400 mL de uma solução saturada de ácido benzóico (~8 g), a
aproximadamente 80 ºC, em um bequer de 600 mL (agitar).
- Preparar um banho de água em torno de 60 ºC (~ 1,5 L) – bico de bunsen ou chapa de aquecimento com agitação, e mergulhar o béquer de 600 mL no mesmo (preso por anel metálico). Agitar com barra magnética ou, periodicamente, com um bastão de vidro para homogeneizar e manter a temperatura no banho.
- Mantenha nas proximidades um béquer com água destilada aquecida para aquecimento de pipetas. Depois de aproximadamente 10 minutos, transferir para um
erlenmeyer uma alíquota exata (de 5 a 25 mL), através da pipeta aquecida. Esta deve ter uma adaptação de mangueira pequena, contendo lã de vidro e com um tubo de vidro na ponta (esse dispositivo evita a entrada de sólidos). Logo após a introdução da solução na pipeta, rapidamente retirar o dispositivo, acertar o menisco (em um frasco qualquer de descarte) e escoar o conteúdo para o erlenmeyer assoprando. Caso ocorra entupimento devido a precipitação, aqueça a ponta da pipeta, com cuidado,diretamente na chama (se persistirem restos de sólidos, retire-os com água aquecida). Registre a temperatura da solução no momento da coleta da alíquota.
- Acrescente água destilada e titule a solução com NaOH, usando fenolftaleína como indicador.
- Repetir o procedimento anterior abaixando a temperatura do banho para cerca de 60,55, 50, 45, 40, 35 e 30 ºC. Lembre-se que você deve conhecer a temperatura exata em todos os casos.
- O ácido não utilizado deve ser recuperado.
- Determine graficamente o calor de dissolução (ou entalpia de dissolução).
- Faça os cálculos através de concentração molal usando a densidade da solução como 1,0 g/mL e considerando a solução diluída.
6) BIBLIOGRAFIA 
(1) if.ufrj.br/~bertu/fis2/calor/calor.html
(2) brasilescola.uol.com.br/fisica/principio-termodinamica.htm
(3) scielo.br/pdf/eq/v36n2/a04v36n2.pdf
(4) wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_termodin%C3%A2mico#:~:text=O%20equil%C3%ADbrio%20t%C3%A9rmico%20implica%20que,permitem%20a%20exist%C3%AAncia%20de%20calor).
(5) infoescola.com/quimica/acido-benzoico/