UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PROFESSORA: FERNANDA SANTOS CARVALHO DOS ANJOS
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO “Calorimetria”
Aluno: Caroline Carvalho Machado Turma: CB Data: 23/08/2013
Juazeiro – Bahia
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA
Calorimetria é o estudo do calor. O calor é uma energia térmica que passa de um corpo para outro em razão da diferença de temperatura. A unidade de medida medida mais comum é a caloria, embora no SI seja o Joule. Capacidade calorífica é a grandeza física que indica o calor necessário que deve ser fornecido a um corpo para produzir neste uma determinada variação de temperatura. Capacidade calorífica também está relacionada ao corpo e não a substância que o constitui. A calorimetria possui os princípios citados abaixo: I.
Princípios de transformações inversas: o calor que um corpo recebe é igual, em módulo, ao calor que um corpo cede se voltar pelo mesmo processo à situação inicial.
II.
Princípio do equilíbrio térmico: Se vários corpos trocarem calor somente entre si, os corpos tendem a ficar na mesma temperatura, chamada temperatura de equilíbrio térmico.
III.
Princípio da igualdade das trocas de calor: Se vários corpos trocarem calor somente entre si, soma do valor cedido é igual, em módulo, à soma do valor recebido.
Um processo importante, utilizado para arranjar dados termoquímicos em tabelas é a formação de um composto a partir de seus elementos. A variação de entalpia associada a esse ponto é chamada entalpia de formação que é usada no cálculo da entalpia de reação. A entalpia de reação é a soma das entalpias de formação dos produtos menos a soma das entalpias de formação dos reagentes.
2. OBJETIVOS Verificar o comportamento termodinâmico da diferentes reações em um calorímetro.
3. PARTE EXPERIMENTAL A) Construção do calorímetro: Foi pesado um béquer de 100 mL limpo e seco. Em seguida este béquer foi envolvido pelos lados e por baixo com jornal amassado de modo que não fosse compactado fortemente ao redor do béquer, mas sim deixado fofo de forma que forme bolsas de ar preso, o verdadeiro isolante. O conjunto foi imobilizado dentro de um porta latinha de isopor. Colocou-se a tampa de isopor, com um pequeno orifício no centro centro com o termômetro, no béquer de 100 mL. mL. Feito isto o calorímetro foi construído.
B) Parte 1: Calor de reação de uma solução de hidróxido de sódio com outra de ácido nítrico (calor de neutralização). Com uma pipeta, colocou-se 40 mL de solução de HNO3 1,0 mol.L -1 no calorímetro e anotou-se a temperatura. Em um béquer, com uma pipeta, foi colocado 40 mL de solução de NaOH 1,0 mol.L -1 e anotou-se a temperatura. Adicionou-se a solução de NaOH à solução de HNO3 do interior i nterior do calorímetro. O aparelho foi fechado rapidamente e a temperatura da mistura foi anotada em um intervalo de 10 s, até que se obteve um valor constante.
C) Parte 2: Calor de dissolução da ureia. Foi pesado um béquer de 250 mL, limpo e seco. Em seguida colocou-se no béquer 8 mL de água destilada, agitando cuidadosamente cuidadosamente com um bastão de vidro até atingir uma temperatura constante (próxima à temperatura ambiente). Foi introduzido um termômetro e anotou-se a máxima temperatura atingida. Em seguida pesou-se em balança analítica 2,5 g de ureia, em vidro de relógio. Depois a ureia pesada foi vertida na água do béquer, agitando para dissolver completamente a ureia. Introduziu-se um termômetro na solução e anotou-se a máxima temperatura atingida em um intervalo de 10 s.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO A) Construção do calorímetro: Seguindo o roteiro do experimento a prática se iniciou com a construção do calorímetro. O béquer de 100 mL foi pesado obtendo-se uma massa de 44,3515g. Em seguida envolveu-se o béquer com jornal deixando bolsas de ar, colocando o conjunto dentro de um porta latinha de isopor.
B) Parte 1: Calor de reação de uma solução de hidróxido de sódio com outra de ácido nítrico (calor de neutralização). neutralização). Antes da reação da solução de HNO 3 a 1,0 mol.L-1 com a solução NaOH a 1,0 mol.L-1 foi medida suas temperaturas separadamente obtendo-se 26ºC para a solução de HNO 3 e 25ºC para a solução de NaOH. Depois, ao misturar as duas soluções e fechar o calorímetro com a tampa com termômetro, observou-se a temperatura na qual a mistura ficou fi cou estável obtendo-se 32ºC. Foi fornecido através do roteiro os seguintes dados: Os calores específicos das soluções no calorímetro são iguais ao da água: 4,18 J.g-1.K -1 E suas densidades são também iguais à da água: 1,00 g.mL-1 O calor específico do material do qual os béqueres são feitos (pyrex) é: 0,753 J.g-1.K -1 As entalpias de reação e dissolução são dadas pela fórmula: q = – (m – (mbequer × C bequer )×Δt bequer + m sol × C sol
Assim com os dados: Volume: 40 mL HNO3 + 40 mL NaOH = 80 ml msol : 80 mL × 1,00 g.mL -1 = 80 g Substituindo na equação obtém-se a quantidade de calor específico: q = – (44,3515 × 0,753 + 80 × 4,18) × (32 – (26 + 25)/2) q = – 2390,64 J
Como q = ΔH (variação da entalpia), pode-se afirmar que o processo é exotérmico (ΔH < 0), como houve liberação de energia a entalpia do produto é menor e, portanto, a variação da entalpia é negativa.
C) Parte 2: Calor de dissolução da ureia. Inicialmente pesou-se um béquer de 100 mL de massa 51,5013 e se adicionou 8 mL. Antes de realizar a mistura, anotou-se a temperatura máxima atingida pela água obtendo-se 28ºC. Em seguida pesou-se 2,5005g de ureia e verteu-a na água do béquer, agitando para dissolver completamente, depois se introduziu um termômetro na solução obtendo-se os valores 20ºC. A entalpia de dissolução é dada pela fórmula: q = – (m – (mbequer × C bequer )×Δt bequer + m sol × C sol
Substituindo os dados na equação obtém-se a quantidade de calor específico: q = – = – (51,5013 × 0,753 + (8+2,5005) × 4,18) × (20 – 28) q = 661,36 J
Como q = ΔH (variação da entalpia), pode-se afirmar que o processo é endotérmico (ΔH > 0), como houve absorção de energia a entalpia do produto é maior e, portanto, a variação da entalpia é positiva.
5. CONCLUSÕES Com a prática nota-se que os princípios da calorimetria são válidos, também foi possível verificar que os cálculos estudados na literatura são válidos. Foi possível notar que as reações de ácido com bases são exotérmicas e que a dissolução de sal em água é endotérmica. Outro ponto observado foi a necessidade do uso do calorímetro, sem ele haveria grande troca de calor com o ambiente, o que prejudicaria muito os resultados.
6. REFERÊNCIAS
WIKIPÉDIA. Calorimetria. Disponível em: Acesso em: 24 de ago. 2013. INFOPÉDIA. Calor específico . Disponível em: < http://www.infopedia.pt/$calorespecifico> Acesso em: 24 de ago. 2013. MIKIBLABER. Energy Relations in Chemistry: Thermochemistry . Disponível em:
Acesso em: 24 de ago. 2013. BRASIL ESCOLA. Processos endotérmicos e exotérmicos. Disponível em: Acesso em: 24 de ago. 2013 . BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice Hall, 2005. ATIKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna. 5 ed. Bookman, 2011.
7. QUESTÕES 1- Determinando a capacidade calorífica do calorímetro:
Determinar q para a reação de neutralização: .
q = C ΔT = - 488,0 kJ/°C × kJ/°C × 1,26 °C = -614,0 kJ ∆U = q = − 614,0kJ e o sinal Como o processo ocorre a volume constante então ∆U
negativo indica que a reação é exotérmica, ou seja, libera energia. 2- HNO3 + NaOH → NaNO 3 + H2O CO(NH2)2 + H2O → 2NH3 + CO2 3- a) Primeira lei da termodinâmica: este postulado admite que diversas formas de trabalho possam ser convertidas umas nas outras, elucidando que a energia total transferida para um sistema é igual à variação de sua energia interna. Segunda lei da termodinâmica: a quantidade de entropia de qualquer sistema isolado termodinamicamente termodinamicamente tende a incrementar-se com o tempo, até alcançar um valor máximo. b) Lei de Hess: Hess: estabelece que a energia não possa ser nem nem criada nem destruída; destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra. A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔH r ,
quando a reação é lenta,
incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente. c) Energia livre de Gibbs: é uma grandeza que busca medir a totalidade de energia atrelada a um sistema termodinâmico disponível para execução de trabalho “útil”.
