O Experimento Termoquímica

Experimento 02–Termoquímica

1. INTRODUÇÃO

A termoquímica é definida com sendo um ramo da termodinâmica que estuda as trocas de calor ocorridas durante as reações químicas. A quantidade de calor liberado ou fornecido pode ser mensurada experimentalmente utilizando-se de um aparelho chamado calorímetro. Para que esta medida seja bastante precisa, é necessário que o calorímetro e o seu conteúdo estejam totalmente isolados, impedindo trocas com o meio externo. O calor medido refere-se à transferência de energia devido a uma diferença de temperatura entre o sistema e as vizinhanças [1]. É de suma importância ressaltar que “calor” é o termo dado à energia térmica quanto é transferida de um corpo ao outro provocado por uma diferença de temperatura entre ambos. O termo “temperatura” por sua vez é a grandeza física que mede o quão “quente” ou “frio” um corpo está.

A energia liberada ou fornecida na forma de calor é igual à mudança de entalpia, ou

∆H. Desta maneira, temos que:

Qp = ∆H

A entalpia de formação, também chamada de entalpia-padrão, é o calor liberado ou absorvido na reação de formação de 1 mol de determinado composto. Em termos de ∆H, é definida como a diferença entre as entalpias molares dos produtos e dos reagentes em uma reação:

∆H = ∆H (produtos) - ∆H (reagentes)

No presente experimento, o calorímetro será empregado para a determinação da entalpia de neutralização. Ao adicionarem ambos os reagentes, a reação liberará calor e a temperatura da solução e do calorímetro aumentará. Sabe-se que o calorímetro absorve parte do calor liberado pela reação. Sendo assim, é fundamental quantificar a quantidade de calor por ele absorvido, pois o objetivo do experimento consiste em determinar a quantidade total da reação. Assim, medir-se-á a capacidade calorífica do calorímetro, ou seja, a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura em 1°C, de acordo com a Equação (1):

𝑄 = 𝑚. 𝐶. ∆𝑇        (1)

A capacidade calorífica é determinada de acordo com a variação da temperatura quando se adiciona uma quantidade conhecida de água quente em uma quantidade conhecida de água fria, de acordo com a Equação (2).

𝑞        = 𝑞        − 𝑞        (2)

𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜        á𝑔𝑢𝑎 𝑞𝑢𝑒𝑛𝑡𝑒        á𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟𝑖𝑎

Para calcular a entalpia de neutralização, utiliza-se da Equação (3).

𝑞        = ∆𝐻 =        −

𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜

---

(𝑞𝑔𝑎𝑛ℎ𝑜 𝑝𝑒𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜  +   𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜)        (3)

A partir do momento em que não há o conhecimento da entalpia de reação, é possível obtê-la de acordo com as entalpias de reação conhecidas, ou seja, entalpias de reações parciais, somando-as para que, então, obtenha o valor da entalpia de reação global. O processo anteriormente descrito denomina-se Lei de Hess. Este fato pode ser comprovado, pois, a entalpia é uma função de estado, ou seja, não importa qual o caminho utilizado para que o valor de sua entalpia seja encontrado [2].

1. OBJETIVOS

Determinar o calor transferido durante diferentes transformações químicas e físicas.

Verificar experimentalmente a Lei de Hess.

1. PARTE EXPERIMENTAL

1. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

Para este e os próximos experimentos, o mesmo béquer foi utilizado, pois é nele que todas as reações serão feitas, e, portanto, é de extrema importância que o mesmo seja utilizado para todas. Deste modo, pesou e anotou-se a massa. Preparou-se o sistema em que as medidas serão realizadas e colocaram-se 25 mL de água destilada no interior do béquer. Fechou-se e esperou-se até que a temperatura se estabilizasse para que pudesse ser medida. Em outro béquer adicionou-se uma quantidade igual de água destilada e aqueceu-a em banho termostatizado até que atingisse a temperatura de 50° C. O béquer foi retirado do banho e em seguida a temperatura da água foi medida de modo que fornecesse o valor mais estável

possível. Transferiu-se rapidamente o conteúdo do béquer para dentro do sistema. Fechou-se e esperou-se que a temperatura se estabilizasse para que novamente fosse medida. Ao término do experimento desmontou-se o sistema e secou-se o béquer para que a próxima medida pudesse ser realizada. De posse de todos os dados, foi calculada a Capacidade Calorífica do Calorímetro.

1. Determinação do calor de neutralização de HCl (aq) e NaOH (aq)

Novamente, montou-se o sistema, todavia, no interior foi adicionado 25 mL de HCl 1 mol L-1 e duas gotas de fenolftaleína. Agitou e mediu-se a temperatura mais estável. Calculou-se o volume de NaOH necessário para que pudesse neutralizar todo o HCl. Mediu-se este volume, e acrescentou-se mais 5 mL para certificar-se de que todo o HCl havia sido neutralizado realmente. Mediu-se a temperatura do NaOH de modo que esta fosse igual à temperatura do sistema do calorímetro. Rapidamente, adicionou-se a solução básica à ácida, tampou-se o sistema, agitou e mediu-se a máxima temperatura atingida. Verificou-se a cor da solução. Posteriormente, o sistema foi desmontado procurando não perder solução. Retirou-se o béquer e pesou-o, anotando com a máxima precisão a massa total. Ao subtrair a massa total da massa do béquer obtemos a massa da solução. Por conseguinte, determinou-se o calor de neutralização.

1. Determinação do calor de dissolução do NaOH (s)

Montou-se o sistema, novamente, e 50 mL de água destilada foram adicionadas no interior do calorímetro. Determinou-se a temperatura da água. Cerca de 1,6 g de NaOH foram pesados em um béquer, e posteriormente, todo o sólido foi adicionado ao calorímetro. Agitou-se a solução para garantir que todo o sólido fosse dissolvido. A máxima temperatura atingida foi anotada. Para determinar a massa da solução basta somar a massa de água juntamente à massa de NaOH pesado, e deste modo, determinou-se o calor de dissolução do NaOH (s).