Prática De Química-Calorimetria

I. Introdução

Calorimetria é a parte da física que estuda as trocas de energia entre corpos ou sistemas quando essas trocas se dão na forma de calor. Calor é a transferência de energia térmica de um sistema para outro, ou seja, podemos dizer que um corpo recebe calor, mas não que ele possui calor[1]. A calorimetria se baseia no princípio das transformações inversas, princípio do equilíbrio químico e princípio da igualdade das trocas de calor.[2]

O calor liberado ou absorvido em uma reação é determinado através da variação de temperatura que ocorre na vizinhança, utilizando-se a equaçãode calor sensível: Q = m.c.ΔT,onde: Q é o calor recebido ou cedido, c é calor especifico da substancia que esta recebendo ou cedendo calor (cH20 = 1 cal.g-1 oC-1) e ΔT é a variação da temperatura. Se ΔT for maior que zero, significa que a vizinhança recebeu calor do sistema, e caso contrario, a vizinhança cedeu calor ao sistema.

Quando em um sistema há alteração de temperatura das substâncias ao receber ou doar calor denomina-se de quantidade de calor sensível e quando não há alteração da temperatura, mas há mudança de fase denomina-se quantidade de calor latente.[2]

A termoquímica é relacionada com a troca de energia acompanhando transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tal como a entalpia.

Entalpia é o quanto de energia há em uma reação. Tal energia é a que sobra após a realização de um trabalho. Pode-se calcular o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H), sendo ∆H = Hp – Hr. Para isso, considere a mudança de um sistema do estado de energia interna para um estado de energia interna que recebe a quantidade de calor Q.[3]

A variação da entalpia depende da pressão, temperatura, estado físico, número de moles e da variedade alotrópica das substâncias.[3]

Por definição, a entalpia de substância simples, na forma alotrópica mais comum e a 25 oC e 1 atm, tem valor nulo (0).

Um sistema é dito endotérmico quando há absorção de calor do ambiente, ou seja, ocorre entrada de energia no sistema. A variação entálpica desse sistema é positiva (ΔH>0), uma vez que a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.

Quando há perda de energia na forma de calor para o ambiente, o sistema é dito exotérmico. A variação da entalpia desse processo é negativo, pois a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes (ΔH<0).

Para a medição das entalpias de reação, utilizam-se calorímetros que consistem de uma câmara de reação, na qual contém um termômetro e um agitador. Os calorímetros são produzidos a fim de manter a transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto.

A lei de Hess foi criada pelo químico suíço Germain H. Hess (1802-1850). Essa lei afirma que a variação de entalpia depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos. Assim, a variação entálpica de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da mesma. Não importando, dessa forma, os processos intermediários.[4] Tal lei é importante na Termoquímica, já que algumas reações químicas não podem ter seu ΔH obtido experimentalmente.

Quando as equações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas, os valores de ΔH correspondentes podem ser somados.

A variação de calor que acontece em uma reação química entre produtos e reagentes, sob pressão constante, é denominada de variação entalpia de reação (ΔH).[4]Para alguns tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é conhecida como entalpia de dissolução, Δ Hdiss. (ou entalpia de solução). Ou quando se calcula a entalpia de uma reação entre ácido e base fortes, denomina-se de entalpia de neutralização.

A entalpia de uma reação entre um ácido forte e uma base é denominada calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da água, mas com sinal contrário.

A variação de entalpia para alguns tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é conhecida como entalpia de dissolução, Δ Hdiss. (ou entalpia de solução). Ou quando se calcula a entalpia de uma reação entre ácido e base fortes, denomina-se de entalpia de neutralização.[4]

II. Objetivo

Esta prática visa a comprovação da Lei de Hess através de estudos de calorimetria das reações químicas de dissolução de hidróxido de sódio e reação de neutralização em solução aquosa de hidróxido de sódio com ácido clorídrico, além de realizar cálculos de calores de reação.

III. Materiais e Métodos

III.a.a. Materiais

- Bastão de vidro

- Becher de 250 mL

- Becher de plástico de 2L

- Becher de vidro de 100 mL (2)

- Becher de vidro de 50 mL

- Caixa de isopor

- Erlenmeyer de 200 mL (3)

- Espátula

- Funil de vidro

- Proveta de plástico de 50 mL

- Proveta de vidro de 25 mL (2)

- Proveta de vidro de 50 mL

- Termômetro

- Vidro de relógio

Utilizaram-se 18 instrumentos.

III.a.b. Reagentes

- Água destilada

- Solução de HCL 0,25 mol/L

- Solução de HCL 0,50 mol/L

- Solução de NaOH 0,50M

Utilizaram-se 4 reagentes.

III.b. Métodos

A prática foi composta de quatro etapas. A primeira etapa determinou o calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido. Para isso, pesou-se um frasco de erlenmeyer de 250 mL e anotou-se a massa de erlenmeyer. Mediu-se, então, em uma proveta de plástico de 50 mL um