Relatório fisico quimica experimental experimento III (2)

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IFMA- Campus Açailândia
DESU- Departamento de Ensino Superior Disciplina: Físico- Química Experimental I Prof.: Me. Ildemara Aline R.B. Dias
Relatório de Prática III
Calor de Reação
Dalvinete Rodrigues dos Santos
Hiago Lima dos Santos
João Ricardo Oliveira da Cunha
José Delorito da Silva Figueredo
Niele Sales Pessoa
Açailândia,
2021
1. OBJETIVO
Observar e calcular a quantidade de calor desprendida em reações químicas.
2. INTRODUÇÃO
A termoquímica pode ser definida como a parte da química que estuda as variações energéticas em reações ou processos químicos. Para a sua compreensão, é interessante lembrar alguns conceitos. A primeira lei da Termodinâmica (que é basicamente o princípio da conservação da energia) estabelece que a variação de energia interna (U) de um sistema é igual à diferença entre o calor (Q) transferido para o sistema e o trabalho (W) executado pelo sistema (ATKINS, P.; JONES, L. 2012).
Muitas reações ocorrem com liberação de calor para o ambiente, sendo denominadas exotérmicas. A entalpia de um sistema é a soma da energia interna do mesmo (U) e da energia de expansão ou energia elástica. Quando as reações químicas se processam em condições de pressão constante, os calores envolvidos são iguais às variações de entalpias das reações. Quando a reação química é conduzida a pressão constante, a variação de entalpia, designada por ΔH, é dada simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes. Independentemente dos caminhos percorridos pelos reagentes até formação dos produtos, a variação de entalpia deverá ser sempre a mesma. Essa afirmação, que constitui a Lei de Hess, provém do fato de que a entalpia é uma função de estado, ou seja, cada estado apresenta o seu valor correspondente de entalpia. Por isso, a diferença de entalpia entre os dois estados é independente de quantos estados possam existir intermediariamente (CASTELLAN, G. 1995).
3. MATERIAIS E REAGENTES
Água destilada
Balança Semi-Analítica
2-Balões de fundo chato
Bastão de vidro
2-Bequer
Calorímetro
Pera
Pipeta 20 ml
Pisseta
NaOH P.A.
HCl P.A.
Vidro relógio
Termômetro
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
· Determinação do calor da reação I
Inicialmente a turma separou-se em dois grupos distintos, se leu o roteiro do experimento que iria-se realizar, fez-se os cálculos necessários para a pesagem dos reagentes que seriam utilizados, assim como as soluções que deveriam ser feitas, com as vidrarias prontas e separadas, foi realizado a pesagem de um Erlenmeyer de 250 ml limpo e seco, pesou-se 6,00 gramas do reagente NaOH, em um balão de fundo chato foi medido 200 ml de agua de torneira, em seguida com o auxílio de um termômetro mediu-se a temperatura da agua usando também um calorímetro feito com matérias comuns, obtida essa temperatura, anotou-se, foi colocada na água o reagente previamente pesado NaOH diluindo-o e essa solução e colocando-a no calorímetro, voltou-se a medir a temperatura, o valor obtido foi anotado.
· Determinação do calor da reação II
Em um balão de fundo chato de 200 ml foi feita a solução de HCL de concentração 0,75 mol. L-¹, usando 12,5 ml do ácido clorídrico e completando o balão com água destilada até o menisco, tomando cuidado para que sempre fosse colocado ácido sobre a água e nunca o inverso. Utilizando 200 ml da solução de HCL de concentração 0,75 mol. L-¹, repetiu-se os passos feitos na primeira determinação, mediu-se a temperatura dessa solução de HCL com ajuda do calorímetro e do termômetro, anotou-se o valor obtido, em seguida foi diluído nessa solução 6 gramas de NaOH, essa mistura foi passada para o calorímetro e a sua temperatura foi mensurada com o uso do termômetro, a temperatura obtida foi anotada.
· Determinação do calor da reação III
Inicialmente preparou-se as soluções de 200 ml de HCL 1,5 mol. L-¹, usando 25 ml de ácido clorídrico e completando o balão de fundo chato de 200 ml até o menisco com água destilada, e 200 ml de solução de NaOH 1,5 mol. L-¹, que foi realizada usando 12 gramas do reagente NaOH, mais água destilada até chegar ao menisco do balão de fundo chato utilizado, essas duas soluções foram reservadas, visto que são soluções exotérmicas, foi esperado até que essas soluções chegassem a temperatura ambiente, foi realizado um banho com agua gelada até chegar a temperatura necessária. Mediu-se a temperatura da solução de HCL, anotou-se, mediu-se a temperatura da solução de NaOH, anotou-se, em seguida foram colocados em um calorímetro 100 ml da solução de HCL, em seguida adicionou-se 100 ml da solução de NaOH ao calorímetro, misturou-se rapidamente as duas soluções no calorímetro, e mediu-se a temperatura, a temperatura obtida foi anotada.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
· Resultado das temperaturas:
Resultados obtidos da primeira etapa de reação:
Temperatura da água obteve-se 29,3°c.
Temperatura da solução de 6g de NaOH obteve-se 35,9°c.
Resultados obtidos da segunda etapa de reação:
Temperatura inicial da solução de 6g NaOH obteve-se 31,5°c.
Temperatura final da mistura NaOH + HCl é de obteve-se 44,2°c.
Resultados obtidos da terceira etapa de reação:
Temperatura inicial da solução de 12g NaOH obteve-se 27,9°c.
Temperatura inicial da solução de HCl obteve-se 28,6°c.
Temperatura final da mistura de NaOH + HCl obteve-se 34,7°c.
A diferença entre os resultados das temperaturas finais das reações da segunda etapa e da terceira etapa se dá por conta de alguns fatores tais como, o reagente da segunda etapa já estava no estado liquido(solução) e o da terceira etapa um dos reagentes estava no estado solido e puro. Entretanto a terceira reação foi adicionada ao banho gelado para atingir uma temperatura ambiente. Esses fatores influenciaram nas diferenças das duas etapas.
· Calculo da entalpia
“De 1882 a 1886, Julius Thomsen publicou dados de entalpias de neutralização de ácidos e bases. Esse pesquisador verificou que a entalpia de neutralização de um ácido forte por uma base forte em solução diluída era praticamente constante e igual a - 57,7 kJ mol -1, a 25 ºC”(WOLF:L.D, 2010, p.1).
Cálculos Teóricos das Entalpias de Neutralização em kJ.mol-1.
Entalpia de Neutralização de um ácido forte com uma base forte: 
ΔH = ΣHf (p) - ΣHf (r)
ΔH = {(-240,12) + (-167,16) + (-285,83)} - {(0) + (-167,16) + (-240,12) + (-229,99)}
ΔH = - 55,84 kJ mol -1 a 25 ºC uma reação exotérmica onde Hf é a entalpia de formação de cada espécie/substância.
“Assim sendo, a entalpia de neutralização pode ser definida como o calor liberado durante a neutralização de uma solução diluída de ácido por uma solução diluída de base. Essa entalpia de neutralização é sempre igual a - 55,84 kJ mol -1, a 25 ºC”. (WOLF:L.D, 2010, p.2).
6. QUESTÕES
1- Qual a origem da energia desprendida de uma reação química?
Podemos admitir que toda e qualquer substância possui certa quantidade de energia ou potencial (E) armazenada em seu interior, parte na forma de energia térmica (no movimento de translação, rotação entre as moléculas, etc.
Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for maior do que a energia total dos produtos formados (energia final), haverá uma sobra de energia; conseqüentemente, a reação irá liberar energia em forma de calor (reação exotérmica).
7. CONCLUSÃO
Conclui-se que a pratica foi elaborada conforme as instruções a serem seguidas e, todo o procedimento experimental saiu de acordo com esperado, pode-se observar princípios básicos da físico-química nas reações, tais como, potencial energetico, reação exotérmica, Entalpia de Neutralização, etc.
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre, RS: Bookman, p. 252-314; 2012.
CASTELLAN, GILBERT. Fundamentos de Físico-Química. 1ª Edição. Rio de Janeiro, LTC, 1995.
HALLIDAY, David e RESNICK, Robert. Fundamentos de Fisica: Gravitação, Ondas e Termodinâmica. 10 edição. Rio de Janeiro, RJ: LTC — Livros Técnicos e Científicos Editora Ltda. Uma editora integrante do GEN, 2016.
WOLF, L. D.; BONIFÁCIO, V. G. Construção de um calorímetrodebaixo custo para a determinação de entalpia de neutralização. Eclet. Quím. vol.35 no.2 São Paulo 2010.