Calorimeria

Relatório entregue 09/05/20014

Introdução

Antigamente, o calor era entendido como sendo um fluido chamado calórico, que fluía de uma substância quente a uma mais fria. O engenheiro francês Sadi Carnot que ajudou a estabelecer as bases da termodinâmica, acreditava que o trabalho resultava de um fluxo de calórico, como a água gira uma roda d’água. Não muito após Carnot ter proposto suas ideias, no começo do século XIX, o físico inglês James Joule sugeriu que o calor é uma forma de energia, e através de suas pesquisas propôs que calor e trabalho são formas de energia e que um pode converte-se no outro. Da mesma forma, graças às pesquisas de Joule, do físico alemão Rudolf Clausius (1822-1888) e do físico britânico William Thomson Kelvin (1824-1907), descobriu-se que o calor é a energia transferida de um corpo mais quente para outro mais frio em decorrência da diferença de temperatura entre eles.

A temperatura é, então, uma grandeza que permite avaliar o grau de agitação das partículas de um corpo e é diretamente proporcional ao movimento delas, pois quanto mais energia uma substância possui, maior é o movimento de seus átomos e de suas moléculas, ou seja, maior sua energia cinética. Entretanto, a este movimento está associado um certo tipo de energia, denominada energia térmica. A energia térmica total em um objeto é senão, a soma das energias térmicas individuais de todos os átomos, moléculas ou íons neste objeto.

O calor é um termo comum, bastante confundido com temperatura, mas que em Termodinâmica tem um significado preciso e importante: é a ciência do calor e do trabalho que estuda os processos em que há transformação de energia, bem como o comportamento dos corpos nestas transformações. O calor, por sua vez, é a energia transferida em consequência de uma diferença de temperatura: a energia flui na forma de calor de uma região de temperatura alta para uma região de temperatura mais baixa.

Segundo Atkins (2001), a termodinâmica baseia-se em experimentos nos quais a energia é transformada de uma forma para outra e transferida de um lugar a outro. E para obter informações sobre a energia ocorre uma divisão em duas regiões: sistema e vizinhança. Em que sistema é definido como objeto ou conjunto de objetos sendo estudado; a vizinhança, por sua vez, inclui tudo o que esteja fora do sistema e que possa trocar energia com ele. Quando isso ocorre, a energia interna do sistema (que é a sua capacidade de realizar trabalho) também pode ser alterada. Deste modo, a quantidade de calor (ΔQ) recebida pelo sistema ou cedida por ele será igual à variação da sua energia interna.

Um sistema pode ser aberto, fechado ou isolado. Um sistema aberto pode trocar energia e matéria com as vizinhanças. O sistema fechado tem uma quantidade fixa de matéria, mas pode trocar energia com a vizinhança. Enquanto o sistema isolado não tem contato com as vizinhanças, ou seja, um sistema rigorosamente obstruído, com paredes isolantes, que recebe o nome técnico de parede adiabática (Atkins).

A quantidade de energia transferida como calor é medida em joules, J. Entretanto, a unidade de energia que é largamente usada é a caloria (cal). A definição original de 1 caldizia que é a energia necessária para elevar a temperatura de 1 g de água em 1ºC, onde um 1 cal = 4,184 J. Os corpos diferentes necessitam de diferentes quantidades de calor para elevar sua temperatura em 1°C. Essa quantidade de calor é denominada capacidade térmica C, também conhecida como capacidade calorífica.

Conhecidas a capacidade térmica do sistema e a variação de temperatura ocorrida, é possível medir a quantidade de energia liberada ou recebida:

ΔQ = C . ΔT

A Calorimetria é o nome dado à medida experimental para verificar a transferência de calor durante um processo físico ou químico. Este procedimento pode ser realizado com o auxílio de um aparelho chamado calorímetro, que tem a propriedade de não efetuar trocas de calor com o ambiente. As medidas baseiam-se nas trocas de calor e no equilíbrio térmico neste sistema entre as substâncias contidas no seu interior.

De acordo com o Princípio da Conservação de Energia, num sistema termicamente isolado (caso do calorímetro), a quantidade de calor trocada entre os corpos é tal que a soma da quantidade de calor ΔQ recebida com a quantidade de calor cedida é nula, pois que elas são iguais:

Qrecebida - Qcedida = 0

Qcedido(água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido(água fria) = 0

Quando se realizam medidas térmicas é necessário ter em conta que, quando alguma transformação é realizada em um calorímetro, parte da energia liberada é gasta no aquecimento dos componentes do aparato. Por isso, deve-se conhecer a capacidade calorífica do calorímetro Ccal.

Essa medida pode ser facilmente realizada utilizando-se água, pois sua capacidade calorífica é conhecida, sendo seu valor de 4,184 Jg-1°C-1. Para tais cálculos, considera-se que o calor cedido por uma massa conhecida de água numa temperatura (t1), é absorvido pelo calorímetro que está a uma temperatura (t2), isto é:

Qcal = - QH2O

Após o sistema entrar em equilíbrio térmico a temperatura final do conjunto calorímetro/água é (tf), então a capacidade calorífica do calorímetro pode ser determinada da seguinte relação:

Ccal(tf-t2) = -m cH2O(tf-t1)

Onde:Ccal é a capacidade calorífica do calorímetro;

m = massa de água utilizada;

cH2O = calor especifico da água.

O calor envolvido em transformações químicas cumpre um papel essencial do ponto de vista tecnológico ( produção de energia mediante consumo de combustível), do ponto de vista metabólico (o balanço energético do organismo, a biossíntese de moléculas), no controle termodinâmico das reações, do ponto de vista químico-analitico (análise térmica), etc.

1.0 Objetivo

1.1 Determinar a constante calorimétrica de um calorímetro simples.

1.2 Determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio.

2.0 Materiais

2.1 Béqueres de 100 mL.

2.2 Provetas de 100 mL.

2.3 Calorímetro de isopor com capacidade para 200 mL.