Termoquimica

Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro - UNIRIO

Centro de Ciências Biológicas e da Saúde – CCBS

Instituto de Biociências – IBIO

Departamento de Ciências Naturais – DCN

Disciplina: Química Geral e Inorgânica

Professora: Cláudia Jorge do Nascimento

Aluno:

Curso: Ciências biológicas

Turma:                                                                     Nº da prática: 04

Prática realizada no dia: 11/10/2013

Reações envolvendo

Trocas de calor

Rio de Janeiro

Semestre 2                                                                                              ano 2013

1. Introdução

O químico suíço Germain Henry Hess descreve a seguinte  Lei: para uma reação química, a variação de entalpia necessita apenas dos dados iniciais dos reagentes  e finais do produto, sendo calculado como [pic 1][pic 2] ou seja, a energia inicial menos a energia final, independente de quantas etapas tenha a reação. As somas das etapas dessas reações podem levar a uma reação resultante. Existem algumas regras para se realizar essa soma. Por exemplo, se inverter a posição da equação, o sinal do [pic 3][pic 4] também inverte. Ou se multiplicar o coeficiente dos reagentes, o [pic 5][pic 6] também é multiplicado. Toda energia utilizada nessas reações não se desfaz, ela é transmitida. [1]

A definição de sistema é a parte do universo que se deseja estudar. Um sistema pode ser aberto, quando há trocas de matéria e energia com a vizinhança, que fica entre o sistema e o universo. Quando há apenas troca de energia, o sistema chama-se fechado. Quando não existe troca nem de energia nem de matéria o sistema é dito isolado. [2]

Lembrando que se a reação liberar calor ela é chamada exotérmica e  [pic 7][pic 8]. Se a reação absorver calor do meio ela é denominada endotérmica e [pic 9][pic 10]. Se a reação for exotérmica o [pic 11][pic 12] aparecerá junto com o produto da reação. Caso a reação seja endotérmica, o [pic 13][pic 14] aparecerá com os reagentes. Energia de ativação energia mínima para que as moléculas possam colidir na reação , ou seja,  para que a reação possa ocorrer. Isso pode ser representado graficamente, onde sempre os reagentes são dispostos antes da curva, que é a energia de ativação os produtos posteriormente. O ponto mais alto do gráfico é o complexo ativado que é definido como o ponto onde ocorre a reação. Nos gráficos mostrados em resultados e discussões podem ser melhor observadas essas características aqui descritas.[3] [4][5]

1. Objetivo

Mostrar na prática a Lei de Hess, a conservação de energia proposto por ele e os cálculos pertinentes a essa lei.

1. Materiais e métodos

1. Materiais

1. 3 frascos de erlenmeyer de 250 ml
2. Água destilada
3. Hidróxido de sódio sólido
4. Solução aquosa 0,5 mol/l de hidróxido de sódio
5. Solução aquosa 0,25 mol/l de ácido clorídrico
6. Termômetro
7. Caixinha de isopor

1. Metodologia

O Experimento foi dividido em três etapas e posteriormente a comprovação da Lei de Hess. A primeira etapa foi para determinar o calor da dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) sólido em água destilada. Pesou-se o erlenmeyer de 250 ml. Posteriormente adicionou de água destilada ao recipiente e mediu a temperatura. Depois colocou 0,49g de NaOH. Esperou dissolver todo o sólido dentro da caixinha de isopor para evitar a perda de calor para o meio externo, a vizinhança do sistema, e novamente foi medida a temperatura. Os dados foram calculados e anotados na tabela 1.

A segunda etapa foi para determinar o calor da dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) sólido em solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,25 mol/l. Pesou-se o 2° frasco de erlenmeyer de 250 ml. Posteriormente acrescentou-se 25ml de solução aquosa 0,5 mol/l de HCl, previamente medido em uma proveta. Após 1 minuto, mediu-se a temperatura de HCl. Depois, acrescentou 0,47g de NaOH, pesado previamente na balança em vidro de relógio. Colocou o sistema dentro da caixinha de isopor e introduziu o termômetro para marcar a maior temperatura. Novamente calcularam-se os dados e os colocou na tabela 2.

A terceira etapa foi para determinar a neutralização da reação do hidróxido de sódio em solução aquosa com ácido clorídrico em solução aquosa. Primeiro posou-se o 3° frasco de erlenmyer de 250 ml. Acrescentou-se 25ml de solução aquosa 0,5 mol/l de HCl, utilizando uma proveta e colocou-se o frasco na caixinha de isopor. Esperou-se um minuto e foi medida a temperatura. Depois acrescentou solução aquosa de NaOH 0,5 mol/l por meio de uma proveta e mexeu para a reação ser completada. Introduziu-se o termômetro e mediu-se a temperatura. Os dados obtidos foram anotados na tabela 3.

1. Resultados e discussões

Tabela 1: dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) sólido em água destilada

Massa do erlenmeyer (m2)	Ti	Tf	[pic 15]	C2	Q2= m2 . c2 . [pic 16][pic 17]
113,52g	26°C	29°C	3°C	0,2	68.112
Massa da água (m1)	Ti	Tf	[pic 18]	C1	Q2= m2 . c2 . [pic 19][pic 20]
48,39g	26°C	29°C	3°C	1	145.17

O calor absorvido pelo vidro é o calor liberado na dissolução de 0,49g de hidróxido de sódio, ou seja 213.282 cal. Esse ultimo resultado foi obtido a partir da soma de Q1+Q2.

Equação global:

NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq) + 20,933 cal