Relatorio 4

Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO Centro de Ciências Biológicas e da Saúde  – CCBS Instituto de Biociências  – IBIO Departamento de Ciências Naturais  – DCN

Disciplina: Química Geral e Inorgânica Professora: Cláudia Jorge do Nascimento

 Aluno: Carole Sant’ana Massolar Massolar da Silva

Curso: Biomedicina Turma: A

Nº da prática: 04

Prática realizada no dia: 01/07/2013

Reações envolvendo trocas de calor 

Rio de Janeiro

Semestre 01

ano 01

I) Introdução

O calor é uma das formas de energia mais comum e de conhecimento geral. A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que frequentemente se manifestam na forma de variações de calor entre o sistema envolvido e o meio como resultado de uma diferença de temperatura (desequilíbrio térmico). A partir  do estudo da termoquímica é possível obter as quantidades de calor liberadas ou absorvidas durantes as diversas reações. Quando a transferência de calor entre o sistema e o meio ocorre sob pressão constante tem-se a entalpia de reação. Observa-se que toda a transformação de reagentes em produtos a A mudança de entalpia numa reação química é calculada somando a entalpia total dos produtos e subtraindo a entalpia total dos reagentes, sendo representada pela expressão: ∆H = H produtos –

Hreagentes.

 As reações químicas, quanto ao calor envolvido, podem ser classificadas em de duas formas. Quando há a aquisição de energia em forma de calor do meio, é chamada reação endotérmica, na qual a variação de entalpia é positiva. Quando há perda de energia em forma de calor para o meio, é chamada de reação exotérmica, na qual a variação de entalpia é negativa. Por fim, quando a variação de entalpia é igual a zero, tem-se uma reação atérmica. Graficamente, podem ser representadas da seguinte forma:

Pela Lei de Hess, a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da reação. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas, daí a lei de Hess ser também chamada de “lei da soma dos calores de reação”. É importante observar que ao inverter uma equação termoquímica, o sinal do ∆H se inverte, e multiplicando (ou dividindo) a equação por um número diferente de zero, o valor do ∆H também deverá ser multiplicado (ou dividido) pelo

número em questão. Isso representa a conservação de energia entre os estados inicial e final. Pode-se determinar o calor liberado ou absorvido numa reação química através da expressão Q = m . c . ∆T, na qual Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação, em calorias, m é a massa da substância que recebe ou cede calor, em gramas, c é o calor específico da substância que recebe ou cede o calor (para a água seu valor é 1

cal/g . ºC) e ∆T é a variação de temperatura, sofrida pela substância que recebe ou cede

calor, em °C. Outros conceitos importantes são os de propriedades intensiva e extensiva da matéria. O primeiro refere-se a fenômenos que não dependem da massa da amostra, como por exemplo a temperatura. Já o segundo refere-se a fenômenos que dependem da massa da amostra, como por exemplo o volume.  A reação de neutralização ocorre entre um ácido e uma base e o composto iônico produzido é um sal. De maneira geral, tem-se que para a reação de um ácido forte e uma base forte há a produção de um composto iônico (sal) e água.

II) Objetivos

O objetivo da atividade é de realizar experiências que possibilitem o cálculo de calores de reação e aplicação da Lei de Hess.

III) Materiais e Métodos

i.

Materiais utilizados

               

3 erlenmeyer de 250 mL Água destilada NaOH(aq) a 0,5 mol/L NaOH sólido HCl(aq) a 0,25 mol/L HCl(aq) a 0,5 mol/L Bastão de vidro Balança Vidro de relógio Espátula Proveta de 100 mL Proveta de 25 mL Termômetro Isolante térmico de isopor  Frasco lavador  Funil de vidro

ii.

Metodologia

Na primeira etapa o objetivo era determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido. Primeiramente, houve a pesagem de um frasco de erlenmeyer de 250 mL. Logo após, mediu-se 50 mL de água destilada em uma proveta de 100 mL, para que em seguida fosse depositada por meio de um funil ao frasco de erlenmeyer, inserido em um isolante térmico de isopor. Após 1 minuto a temperatura da água foi medida. Pesou-se 0,5 g de hidróxido de sódio (NaOH) sólido em vidro de relógio, que foi transferido rapidamente para o frasco de erlenmeyer contendo água. Com o auxílio de um bastão de vidro, o hidróxido de sódio foi dissolvido para, assim, medir-se a temperatura máxima atingida. Calculou-se o calor absorvido pela água a partir da expressão Q 1 = m1 . c1 . T, onde Q1 é a quantidade de calor (cal), m 1 é a massa de água (g), c 1 é o calor específico da água (1 cal/g.°C) e  ΔT é a variação de temperatura (°C). Posteriormente, calculou-se o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer) utilizando a mesma expressão Q 2 = m2 . c2 . T, onde Q2 é a quantidade de calor (cal), m 2 é a massa do erlenmeyer (g), c 2 é o calor  específico do vidro (0,2 cal/g.°C) e T é a variação de temperatura (°C). Somando-se os valores de Q1 e Q2, obteve-se o calor liberado na dissolução do NaOH (s). Na segunda etapa, determinou-se o calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido em reação com ácido clorídrico em solução aquosa. Esta etapa iniciou-se pesando um frasco de erlenmeyer de 250 mL. Acrescentouse 50 mL de solução aquosa 0,25 mol/L de HCl ao erlenmeyer, havendo mais uma pesagem para determinar a massa da solução. Rapidamente após a pesagem, o frasco foi depositado no isolante térmico de isopor. Após aguardar 1 minuto, a temperatura da solução foi medida. Em vidro de relógio, pesou-se 0,5 g de NaOH sólido, ao 0,01 g, que rapidamente foi transferido para o frasco de erlenmeyer contendo a solução de HCl. O NaOH sólido foi dissolvido e reagido com o auxílio de um bastão de vidro e foi introduzido um termômetro, obtendo-se a temperatura máxima atingida.  A partir da expressão Q1 = m1 . c1 . T, onde Q1 é a quantidade de calor (cal), m 1 é a massa de solução de HCl (g), c 1 é o calor específico da solução de HCl (1 cal/g.°C) e  ΔT é a variação de temperatura (°C), calculou-se o calor absorvido pela solução. A partir  da mesma expressão Q 2 = m2 . c2 . T, onde Q2 é a quantidade de calor (cal), m 2 é a massa do erlenmeyer (g), c2 é o calor específico do vidro (0,2 cal/g.°C) e T é a variação de temperatura (°C). Ao somar os valores de Q 1 e Q2 foi possível obter o calor liberado na dissolução do NaOH sólido em reação com o HCl aquoso. Na terceira etapa, determinou-se o calor de neutralização na reação do hidróxido de sódio em solução aquosa com o ácido clorídrico em solução aquosa.  A etapa III foi iniciada a partir da pesagem de um frasco de erlenmeyer de 250 mL. Logo após, depositou-se 25 mL de solução aquosa a 0,5 mol/L de HCl ao frasco de erlenmeyer. Após 1 minuto, a temperatura da solução f oi medida. Em seguida, acrescentou-se 25 mL de solução aquosa a 0,5 mol/L de NaOH à solução de HCl contida

no erlenmeyer, observando-se que a temperatura da solução de NaOH era a mesma da solução de HCl. Para que a reação fosse completada, mexeu-se o frasco por alguns segundos. Posteriormente, inseriu-se um termômetro para se obter a temperatura máxima atingida. Utilizou-se novamente a expressão Q 1 = m1 . c1 . T, onde Q1 é a quantidade de calor (cal), m1 é a massa de solução resultante (g), c 1 é o calor específico da solução resultante (1 cal/g.°C) e  ΔT é a variação de temperatura (°C), para obter-se o calor  absorvido pela solução resultante. A seguir, calculou-se o calor absorvido pelo vidro utilizando-se a mesma expressão Q 2 = m2 . c2 . T, onde Q2 é a quantidade de calor (cal), m2 é a massa do erlenmeyer (g), c 2 é o calor específico do vidro (0,2 cal/g.°C) e T é a variação de temperatura (°C). Somando-se os valores de Q 1 e Q2, foi possível obter o calor liberado na reação de neutralização do NaOH em solução aquosa com o HCl em solução aquosa.  Ao fim das etapas anteriores, marcadores de ácido-base foram utilizados a fim de estabelecer a quantidade necessária de HCl e de NaOH para neutralizar as soluções obtidas anteriormente. Desta forma, pode-se, após as reações de neutralização das soluções, descartá-las devidamente sem danificar o meio ambiente. Por fim, a etapa IV consistiu-se em comprovar a Lei de Hess a partir das equações dos experimentos das etapas I, II e III, e em calcular erros percentuais. Estes foram obtidos a partir do calor de dissolução observado na reação de dissolução do NaOH em água na etapa I e do calor de neutralização do HCl pelo NaOH na etapa III comparados aos valores padrões de tais fenômenos na literatura.

iii.

Esquema de aparelhagem

Figura 1: Esquema de aparelhagem utilizado para realizar os experimentos de reações envolvendo trocas de calor na aula prática do dia 01/07/2013.

Figura 2: Balança

1- Termômetro 2- Isolante térmico de isopor  3- Recipiente contendo água destilada 4- Erlemmeyer de 250 mL 5- Proveta de 100 mL 6- Vidro de relógio 7- Proveta de 25 mL 8- Bastão de vidro 9- Espátula 10- Balança

IV) Resultados e Discussão

Os resultados obtidos e calculados foram escritos em três tabelas, que estarão dispostas abaixo.

Etapa I) Tabela 1 – Dados obtidos a partir dos cálculos e observações feitas na etapa I. massa erlenmeyer (m2)

do

Ti

Tf 

 ΔT

c2

Q2 = m2 . c2 . ΔT

79,57g

27 °C

28°C

1°C

0,2

15,91 cal

massa da água (m 1)

Ti

Tf 

 ΔT

c1

Q1 = m1 . c1 . ΔT

51,45g

27 °C

28°C

1°C

1

51,45 cal

Massa de NaOH(s) = 0,5 g

Q2 + Q1 = 67,36 cal

O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 0,5 g de hidróxido de sódio; ou seja, 67,3 cal. Quando para um mol de NaOH a reação será: NaOH(s)

água       

Na+(aq) + OH-(aq)

+

5388,8 cal

Etapa II) Tabela 2: Dados para cálculos dos calores de liberação na dissolução de 0,5g de NaOH com HCl, correspondente a etapa II do procedimento. massa erlenmeyer (m2)

do

Ti

Tf 

 ΔT

c2

Q2 = m2 . c2 . ΔT

26°C

30°C

4°C

0,2

91,88 cal

massa da sol. HCl Ti 0,25mol/L (m1)

Tf 

 ΔT

c1

Q1 = m1 . c1 . ΔT

50,19g

30°C

4°C

1

200,4 cal

114,85g

Massa de NaOH(s) = 0,5 g

26°C

Q2 + Q1 = 292,28 cal

O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na dissolução e reação de 0,5 g de NaOH com o HCl(aq), ou seja, 292,28 cal.

Completou-se a equação considerando a massa de NaOH utilizados na experiência:

e a quantidade de HCl

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) + 23382,4 cal

Etapa III) Tabela 3: Dados para cálculos das quantidades de calor liberados na dissolução de 12,5 mmol de NaOH com 12,5 mmol de HCl, e na dissolução de 1mol de NaOH em 1 mol de HCl. massa erlenmeyer (m2)

do

Ti

Tf 

 ΔT

c2

Q2 = m2 . c2 . ΔT

27°C

29°C

2°C

0,2

50,1 cal

massa das soluções Ti de HCl e NaOH (m1)

Tf 

 ΔT

c1

Q1 = m1 . c1 . ΔT

48,87 g

29°C

2°C

1

97,74 cal

125,33 g

27°C

Q2 + Q1 = 174,84 cal

O calor absorvido pela água e pelo vidro é o calor liberado na reação de 12,5 mmol (n) de NaOH com 12,5 mmol (n) de HCl e formação de 12,5 mmol (n) de H2O; ou seja, 147,84 cal  A equação foi completada considerando o nº de mmols de NaOH e de HCl utilizados na experiência: 1 Na+(aq) + 1 OH-(aq) + 1 H +(aq) + 1 Cl-(aq)  1 H2O(l) + 1 Na+(aq) + 1 Cl-(aq) + 11829,6 cal

Etapa IV ) Com as equações representativas dos experimentos das etapas I, II e III comprovou -se a Lei de Hess:

Na+(aq) + OH-(aq)

NaOH(s)

1 = - 5388,8 cal

NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) 1 Na+(aq) + 1 OH-(aq) + 1 H+(aq) + 1 Cl-(aq) 17993,6 cal

3=

1+



2 = + 23382,4 cal

1 H2O(l) + 1 Na+(aq) + 1 Cl-(aq)

=+

2 -> 23382,4 – 5388,8 = 17993,6 cal

Com os dados da Etapa I calculou-se o calor de dissolução (H = kJ/mol) do NaOH (s) e, com os dados da Etapa III calcule o calor de neutralização (ΔH = kJ/mol) do HCl pelo NaOH. Comparou-se o seu resultado com os dados tabelados na literatura e calculou -se o erro percentual.

Calor de dissolução do NaOH(s) = 1 kcal ---- 4,18 kJ 5,38 kcal – x x = 22,52 kJ Dado tabelado do calor de dissolução : 10,2 kcal = 42,63 kJ. Erro percentual de 47,17% Calor de neutralização do HCl pelo NaOH = 1 kcal ---- 4,18 kJ 11,8296 – x x = 49,44 kJ Dado tabelado do calor de neutralização: 13,8 kcal = 57,7kJ/mol Erro percentual: 14,31%

V) Conclusão

Relacionando a parte teórica com os dados obtidos na tabela, observa-se um erro relativo considerável no cálculo das variações de entalpia. Na etapa IV, na qual o objetivo era comprovação da Lei de Hess, esta não foi bem sucedida. O valor disposto na Tabela 3 não condiz com o resultado obtido a partir da utilização dos valores do experimento das etapas I e II, sendo 11829,6 e 17993,6, respectivamente. Esta falha pode ter ocorrido devido a algum erro ao calcular-se a conversão de unidades do experimento para a equação utilizando o valor de 1 mol. Pode, também, ter ocorrido erro de leitura dos dados. Entretanto, o erro foi menor quando comparadas as entalpias aos valores tabelados. O que mais obteve índice de acerto foi relacionado ao calor de neutralização, enquanto que o calor de dissolução do NaOH encontrado teve menor índice de acerto, o que possivelmente aconteceu devido a erros no cálculo durante as etapas do procedimento.

VI) Referências Bibliográficas

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

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Energia de Ativação e Complexo Ativado. Disponível em . Acessado em 5 de julho de 2013. Entalpia. Disponível em .  Acessado em 5 de julho de 2013. Prof. Ricardo Aparicio. Termoquímica. Unicamp. Disponível em . Acessado em 5 de julho de 2013. Prof. Agamenon Roberto. Termoquímica. Disponível em . Acessado em 6 de julho de 2013.

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Entalpia. Disponível em . Acessado em 6 de julho de 2013. Termoquímica. Disponível em . Acessado em 6 de julho de 2013. Termoquímica. Disponível em . Acessado em 6 de julho de 2013. Prof. Costa Freire. Estudo Geral dos Equilíbrios Térmicos. Disponível em . Acessado em 6 de julho de 2013. Propriedades Intensivas e Extensivas. Disponível em . Acessado em 7 de julho de 2013.