A FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

        A termoquímica ocupa-se do estudo da energia e suas transformações e partindo do pressuposto que as reações químicas ocorrem em virtude de variações energéticas, que se manifestam sob forma de calor, têm-se que elas são de grande importância para a este estudo. Um dado objeto pode apresentar duas formas de energia: a energia cinética (relativa ao movimento) e a energia potencial (em virtude de sua posição relativa a outros objetos). Para tanto, ao analisar um objeto este é chamado de sistema e consequentemente tudo que está fora deste é a vizinhança, logo pode-se concluir que quando um sistema apenas trocar energia e não matéria com a vizinha ele estará fechado.

        Há duas formas de energia que podem ser transferidas entre sistema e vizinhança, elas são: trabalho ou calor. O trabalho é a energia gasta para mover um objeto contra uma força e o calor é a energia transferida de um objeto mais quente para um mais frio. Logo, na termodinâmica se defina a energia como capacidade de realizar trabalho ou transferir calor. Desta forma, ao somar todas as energias cinéticas e potenciais de um sistema obtém-se a energia interna e ela pode ser alterada através da transferência de energia entre sistema e vizinhança. É importante salientar que, a energia interna, E, é uma função de estado. O valor de qualquer função de estado e depende apenas do estado ou condição do sistema, e não de detalhes de como ele chegou a tal estado.

        A primeira Lei da Termodinâmica determina que a energia não pode ser criada e nem destruída pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Assim, pressupõe que a energia liberada em uma reação química estava outrora nos reagentes armazenada sob uma outra forma. Portanto, cada substancia possui uma certa energia que será alterada quando a substancia sofrer alguma transformação. Denomina-se essa “energia armazenada” de entalpia.

        Todo substância possui uma entalpia característica. Em um processo químico, a entalpia da reação é dada pela diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes:

∆Hr = H(produtos) – H(reagentes)

                                                                                  Equação 1.

        

        As entalpias de uma reação seguem alguns parâmetros: (1) a entalpia é uma propriedade extensiva, logo a entalpia de reação é proporcional à quantidade de reagente envolvidos; (2) a reversão de uma reação muda o sinal do ∆H e (3) a entalpia de reação depende dos estados físicos dos reagentes e produtos. As reações químicas podem ser classificadas do seguinte modo: a) Reações exotérmicas: Liberam calor para a vizinhança, pois têm-se que Hp < Hr e, portanto, H < 0 (negativo) e b) Reações endotérmicas: Absorvem calor retirando-o da vizinhança, logo Hp > Hr e, portanto H > 0 (positivo).

        Uma vez que entalpia é função de estado, ∆H depende apenas do estado inicial e final do sistema. A variação de entalpia de um processo é a mesma se o processo for realizado em uma etapa ou em uma série de etapas. A Lei de Hess afirma que se uma reação é realizada em uma série de etapas, o ∆H para a reação será igual à soma da variação de entalpia em cada etapa. A Lei de Hess é utilizada como ferramenta para determinar a entalpia de reações de execuções elaboradas.

        Experimentalmente, a quantidade de calor transferido entre o sistema e a vizinhança pode ser medida por calorimetria. Um calorímetro mede a troca de temperatura que acompanha um processo.  A variação de temperatura de um calorímetro depende de sua capacidade calorífica, a quantidade de calor requerida para aumentar sua temperatura em 1K. A capacidade calorífica para 1 mol de substância pura é chamada de capacidade calorífica molar; para 1g de substância, usa-se o termo calor específico. A quantidade de calor, q, absorvido por uma substância é o produto de seu calor calor específico, sua massa e sua variação de temperatura: q = (calor específico) x (gramas de substância) x ∆T.

OBJETIVOS

- Determinar a quantidade de calor envolvida em reações de neutralização.

- Comprovar a Lei de Hess, através da reação de Hidróxido de Sódio e Ácido Clorídrico.

- Determinar o calor específico de um metal.

MATERIAIS E REAGENTES

Reagentes / Fórmula química	Materiais
Hidróxido de Sódio sólido / [NaOH]	Pedaço de metal
Sol. De Hidróxido de Sódio 0,5 e 1 mol/L / [NaOH]	Béquer de 250 mL
Sol. De Ácido Clorídrico 0,5 e 1 mol/L /  [HCl]	Proveta de 100 e 200 mL
Sol. De Hidróxido de Potássio 1 mol/L /  [KOH]	Tubo de ensaio
Sol. De Ácido Nítrico 1mol/L / [HNO3]	Termômetro
----	Bastão de vidro

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Experimento 1: Determinação do Calor de Neutralização

1. Pesou-se um béquer limpo e seco de 250 mL que serviu como calorímetro.
2. Adicionou-se 100 mL de solução de HCl 1mol/L e foi anotado a temperatura.
3. Foi medido 100 mL de solução de NaOH 1 mol/L em uma proveta e foi aferido a temperatura.
4. Adicionou-se rapidamente a solução básica sobre a solução ácida. Agitou e foi iniciado rapidamente a leitura da temperatura. A temperatura máxima foi anotada.
5. Lavou-se o béquer e o procedimento foi repetido para os seguintes pares de ácido-base (100 mL de cada solução).

- Solução de HCl 1 mol/L e Solução KOH 1 mol/L

- Solução de HNO3 1mol/L e Solução de NaOH 1 mol/L

- Solução HNO3 1 mol/L e Solução de KOH 1 mol/L.

Experimento 2: Constatação da Lei de Hess

1. Determinação do calor envolvido na reação 1: Dissolução do NaOH

1. Pesou-se um béquer limpo/seco de 250 mL que serviu como calorímetro.
2. Mediu-se em uma proveta 200 mL de água destilada e foi transferido para o béquer/calorímetro. A temperatura da água foi anotada.
3. Foi pesado cerca de 2 gramas de Hidróxido de Sódio sólido com aproximação de 0,01g.
4. Adicionou-se o Hidróxido de Sódio sólido à água contida no calorímetro. Agitou-se até a completa dissolução do sólido. A temperatura máxima atingida foi anatada.

1. Determinação do calor envolvido na reação 2: NaOH sólido com solução de HCl

1. As etapas 1, 2, 3 e 4 do item a, substituindo os 200 mL da água por 200 mL de HCl 0,25 mol/L foram repetidas.

1. Determinação do calor envolvido na reação 3: Solução de NaOH com solução de HCl

1. Pesou-se um béquer limpo e seco de 250 mL que serviu como calorímetro.
2. Em uma proveta foi medido 100 mL de solução de HCl 0,5 mol/L e adicionou-se ao béquerqcalorímetro. Em outra proveta mediu-se 100 ml de solução de NaOH 0,5 mol/L. As temperaturas foram anotadas.
3. Adicionou-se a solução de NaOH à solução de HCl. Misturou-se rapidamente e a temperatura máxima atingida foi anotada.

Experimento 3: Determinação do calor específico de um metal

1. Foi pesado o metal fornecido pela docente. A massa foi anotada.
2. O metal foi amarrado pela ponta de um cordão e este foi deixado 30 minutos dentro de um béquer com água em ebulição.
3. Em uma proveta tomou-se 20 mL de água e transferiu o volume para um tubo de ensaio. A temperatura foi aferida e anotada.
4. Após os 30 minutos, o metal aquecido foi removido e transferido rapidamente para dentro do tubo de ensaio. Agitou-se e a temperatura máxima atingida foi registrada.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

        No experimento 1, foi possível observar a ocorrência de várias reações químicas e isso foi evidenciado em virtude do aquecimento ocorrido após a base entrar em contato com o ácido. Isso pode ser explicado com base na teoria de Arrhenius, a qual determina que a junção de pares ácido-base promove uma reação de neutralização que se dá por meio da combinação dos íons positivos, H+, pelos íons negativos, OH-, propiciando a formação de água. Essa reação de neutralização pode ser representada pela seguinte reação abaixo: