Relatório Atividade Prática Termoquímica

[pic 1]UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA – UFBA[pic 2]

Curso: Engenharia Química                    

Disciplina: QUI

Docente:

Discentes:

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Semestre Letivo:

RELATÓRIO DA ATIVIDADE PRÁTICA:

TERMOQUÍMICA

Salvador, __ de ________ de _____

SUMÁRIO

1. Introdução -----------------------------------------------------------------------------------------3

1. Objetivos-------------------------------------------------------------------------------------------5

2.1- Objetivo Geral ------------------------------------------------------------------------------5

2.2- Objetivos Específicos ----------------------------------------------------------------------5

1. Parte Experimental ------------------------------------------------------------------------------6

3.1- Materiais e Reagentes -------------------------------------------------------------------- 6

3.2- Procedimentos Experimentais -----------------------------------------------------------6

1. Resultados e Discussão ------------------------------------------------------------------------8

1. Conclusão----------------------------------------------------------------------------------------14

1. Referências --------------------------------------------------------------------------------------15

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1.INTRODUÇÃO

A termoquímica compreende o estudo das quantidades de calor liberadas e absorvidas durante as reações químicas e físicas de determinados compostos. Grande parte dos processos químicos produzem variações da energia no sistema em análise, o que frequentemente se manifesta na forma de variações de calor.¹

Portanto, essa área da química ocupa-se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas. Cada substância numa reação apresenta certa quantidade de energia, denominada entalpia. Porém, não existe nenhum cálculo que nos permite calcular precisamente a entalpia de cada substância, na prática, é realizado o cálculo da variação de entalpia de uma transformação química. A variação da mesma nos permite calcular a variação de energia de cada processo químico realizado em condições de pressão constante. Essas reações podem ser de dois tipos:

1. Reações exotérmicas, que liberam calor do sistema, o que ocasiona uma diminuição da entalpia global da reação. Um exemplo é a combustão do gás hidrogênio, com formação de água líquida:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)          ΔH = -571kJ

1. Reações endotérmicas, que adicionam calor ao sistema, o que ocasiona um aumento da entalpia global da reação. Exemplificando, temos a decomposição do carbonato de cálcio, com formação de gás carbônico:

                      CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)         ΔH = +178 kJ

Além disso, quando dois objetos sob distintas temperaturas são postos em contato, ocorre transferência de calor, sempre daquele com maior temperatura para o de menor.² Tal situação permanece até que ambos atinjam a mesma temperatura, ou seja, o sistema entre em equilíbrio térmico. A característica distinta do equilíbrio térmico é que, em escala macroscópica, nenhuma mudança de temperatura adicional ocorre, e a temperatura em todo o sistema é a mesma.

A determinação da quantidade de calor liberada ou absorvida em um sistema pode ser dada por instrumentos denominados calorímetros, que variam em detalhes e são adaptados à reação em análise. Tal quantia pode ser determinada matematicamente através da fórmula:

Q= m.c.Δt  (Eq.1)

Onde Q é a quantidade de calor, que pode ser expressa em calorias (cal) ou em Joules (J); m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro; c é o calor específico do líquido presente no calorímetro, e Δt é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido à ocorrência da reação, medida em graus Celsius.

É válido ressaltar também que, a quantidade de calor transferida a partir de um objeto quando sua temperatura varia depende principalmente de três fatores: a quantidade do mesmo, a magnitude da variação de temperatura e a identidade do material que ganha ou perde calor. A capacidade calorífica específica (C), também denominada de calor específico, é relacionada a esses três parâmetros, e consiste na quantidade de calor necessária para aumentar em um kelvin a temperatura de 1 grama de uma substância; suas unidades são joules por grama por kelvin ( J/g x K).²

2.OBJETIVOS

1.    Objetivo Geral

Analisar como algumas características físico-químicas de dado composto interferem em suas reações com outro.

1.    Objetivos Específicos

• Determinar o calor específico de um metal;
• Determinar o calor de dissolução usando um calorímetro.

3.PARTE EXPERIMENTAL

1.  Materiais e reagentes

• Barra metálica
• Proveta de 200 mL
• Tubos de ensaio
• Placa de aquecimento
• Béquer de 300 mL
• Termômetro
• Calorímetro didático
• Balança analítica
• Água destilada

1.  Procedimentos Experimentais

Experimento 1. Determinação da capacidade calorífica do equipamento.

1. Pesou-se o calorímetro vazio em uma balança analítica e anotou-se o valor.
2. Mediu-se com uma proveta 50 mL de H2O à temperatura ambiente e, posteriormente,  foi adicionado no calorímetro.
3. Pesou-se o calorímetro contendo 50 mL de H2O e foi determinada a massa de água adicionada.
4. Mediu-se a temperatura do sistema calorímetro-água e foi anotado na Tabela 1.
5. Aqueceu 50 mL de água à temperatura a  pelo menos 10 ºC acima da temperatura medida no sistema calorímetro-água.
6. Adicionou-se a água aquecida ao calorímetro e mediu a temperatura de equilíbrio anotando na tabela 1.
7. Pesou-se o calorímetro e foi determinada a massa de água aquecida adicionada.
8. Repetiu-se o procedimento 2 vezes.

Experimento 2

1. Pesou-se uma amostra de metal desconhecido e anotou-se a massa;
2. Com o auxilio de uma pisseta, transferiu-se 50 ml de água para um béquer e, em seguida, foi mergulhado o metal no recipiente com água em ebulição por tempo o suficiente até atingir a temperatura constante;
3. Com o auxilio de uma proveta, foi medido 30 ml de água como também o valor da temperatura, em seguida, foi transferida para o calorímetro que posteriormente foi pesado e determinado o valor da massa de água adicionada;
4. Mediu-se a tempera do sistema calorímetro+água;
5. Estabilizaram-se as duas temperaturas, transferiu-se rapidamente a amostra de metal para a água no calorímetro e foi anotado o valor da evolução da temperatura.

1. RESULTADOS E DISCUSSÃO

Experimento 1

A tabela 1 abaixo são os resultados obtidos na prática:

[pic 3]

50 mL de H2O (fria)	50 mL de H2O (quente)	Equilíbrio térmico	Equivalente água do calorímetro
(ºC)[pic 4]	m(g)	(ºC)[pic 5]	m(g)	t (ºC)	E(cal/ºC)
24,5 ºC	49.199g	65,6 ºC	48.196g	37,9ºC	50,43 cal/ºC
24,5 ºC	49.199g	64,3 ºC	48.196g	37,8ºC	46,11 cal/ºC
24,5 ºC	49.199g	63,3 ºC	48.196g	37,5ºC	46,45 cal/ºC

[pic 6]