O DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS

[pic 1]

UNIVERSIDADE DO ESTADO DO PARÁ

UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL

CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS E EDUCAÇÃO

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS

Helbba Mauricia Martins dos Santos

Luana Luiza de Jesus Gonçalves

Rosangela Damasceno Peniche

Thayana Ferreira Ribeiro

RELATÓRIO DE PRÁTICAS EM QUÍMICA: TERMOQUÍMICA

Relatório de aula prática apresentado ao Curso de Licenciatura em Ensino de Ciências Naturais com Habilitação em Biologia da Universidade Estadual do Pará como requisito parcial à obtenção de notas na segunda avaliação. Prof. Patricia Magalhães Pereira

Paragominas-PA

2019

1. INTRODUÇÃO

      As reações químicas, sob pressão constante, podem ser classificadas como endotérmicas ou exotérmicas de acordo com a variação de entalpia ou o calor envolvido no processo. A determinação deste calor pode ser feita através da Lei de Hess ou de medidas calorimétricas. É importante que nesta determinação experimental seja observado o estado físico dos participantes e o efeito que este exerce sobre os resultados obtidos.

Na termodinâmica e físico-química, a termoquímica, também chamada de termodinâmica química, é o ramo da química que estuda o calor (energia) envolvido, seja absorvido, seja produzido, nas reações químicas e quaisquer transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica. A termoquímica, genericamente, é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, o calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre. Como vimos, a termoquímica, diz respeito às mudanças de energia manifestadas como “calor de reação” ou variação de entalpia, H. Uma reação na qual o calor é perdido pelos reagentes para o meio ambiente, é dita exotérmica, onde Δ Δ H é negativo; aquela onde o calor é absorvido, é chamada de endotérmica e o H é positivo.

2. OBJETIVOS

Essas reações e processos são extremamente importantes para a vida no planeta e também são muito freqüentes no cotidiano. O objetivo desse experimento é avaliar as transferências de calor em processo endotérmicos e exotérmicos.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Materiais e Reagentes

[pic 2][pic 3][pic 4][pic 5]

                                Fonte: Arquivo pessoal

• ÁGUA

• Proveta Graduada

[pic 6]

Fonte: Arquivo pessoal

• 03 Erlenmeyer de 250 ml

[pic 7]

Fonte: Arquivo pessoal

•   Vidro de Relógio

[pic 8]

Fonte: Arquivo pessoal

• Termômetro

Fonte: Arquivo pessoal[pic 9]

        

• Balança analítica

[pic 10]

Fonte: arquivo pessoal

• Ácido Clorídrico ( HCI)

[pic 11][pic 12][pic 13]

Fonte: Arquivo pessoal

• Hidróxido de Sódio ( Na OH)

[pic 14]

4. PROCEDIMENTOS

Parte 1: Dissolução do Hidróxido de Sódio (Na OH) sólido em água;

• Pesou-se um frasco de Erlenmeyer de 250 ml e anotou—se a massa do mesmo.
• Foi colocado no Erlenmeyer 50 ml de água e medido a temperatura de equilíbrio com o ambiente.
• Pesou-se, utilizando o vidro de relógio, aproximadamente 2g de Hidróxido de Sódio ( Na OH),depois transferiu-se o Hidróxido de Sódio ( Na OH) já pesado, para o frasco de Erlenmeyer  com 50 ml de água e agitou-se cuidadosamente até a completa dissolução. Mediu a temperatura máxima atingida nesse processo utilizando o termômetro, e reservou-se essa solução para a parte 3.

Parte 2: Reação do Ácido Clorídrico ( HCI) (aq) com Hidróxido de Sódio (Na OH) (s)

• Pesou-se um frasco de Erlenmeyer de 250 ml e anotou—se a massa do mesmo.
• Foi colocado no Erlenmeyer 50 ml de Ácido Clorídrico ( HCI) 1,0 mol/L, mediu-se a temperatura de equilíbrio do ambiente e anotou-se.
• Pesou-se, utilizando o vidro de relógio, aproximadamente 2g de Hidróxido de Sódio ( Na OH), depois transferiu-se o Ácido Clorídrico ( HCI) já pesado, para o frasco de Erlenmeyer  com 50 ml de Ácido Clorídrico ( HCI) (aq) e agitou-se cuidadosamente até a completa dissolução. Meça a temperatura máxima atingida nesse processo utilizando o termômetro.

Parte 3: Reação do Ácido Clorídrico ( HCI) (aq) com Hidróxido de Sódio (Na OH) (aq)

• Pesou-se um frasco de Erlenmeyer de 250 ml e anotou-se a massa do mesmo.
• Coloque no Erlenmeyer 50 ml da solução da parte 01 gerada, meça a temperatura de equilíbrio do ambiente e anotou-se.
• Na proveta, coloque 50 ml de HCI 1,0mol/L e, no momento em que atingiu o equilíbrio ambiente adicionou ao Erlenmeyer com Na OH, agitou-se cuidadosamente o vidro e anotou a temperatura máxima obtida.

5.GRÁFICOS/RESULTADO OBTIDOS

	1ª REAÇÃO	2ª REAÇÃO	3ª REAÇÃO
T EQUILIBRIO ( °C)	27 ºC	27 ºC	29 ºC
T MAXIMA (° C)	33 ºC	41 ºC	32 ºC
MASSA DO ERLEM.	102,66g	118,80g	84,49g
MASSA DA SOL. (g)	153,41g	170,28g	189,68g

        O cálculo da entalpia da reação é chamado, de forma geral, de variação da entalpia e sempre é representado pela sigla ∆H. Como se trata de uma variação, o cálculo da entalpia da reação envolve a subtração entre a entalpia dos produtos pela entalpia dos reagentes: