Experimento 11

Relatório de Química

O objetivo desse relatório é saber que uma reação química é a transformação da matéria onde ocorrem mudanças qualitativas (energia livre de Gibbs) na composição química de uma ou mais substâncias. Deve-se discutir a espontaneidade de algumas reações e analisar fatores entálpicos e entrópicos envolvidos. Os materiais disponibilizados foram: tubo de ensaio, pinça de madeira, bico de Bunsen, água destilada, pinça de ferro, termômetro, béquer, bastão de plástico, espátula.

Dados e resultados:

a) Na primeira parte do experimento aquecemos 2g Sulfato de Cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O), que é azul, quando aquecio, transforma-se em anidro que é cinzento, enquanto a água que estava presente evapora. Quando adicionamos água, este torna a forma pentahidratada, recuperando a coloração azul, conhecido como azul cúprico. Obtivemos a temperatura inicial de 20°C, e depois ao adicionar algumas gotas de água obtivemos a temperatura final de 38,2°C. Essa é uma reação exotérmica, portanto sua entalpia é menor que zero e seu grau de entropia é baixo, pois é um sólido.

Cu+H2SO4+H2O2+3H2O→CuSO4.5H2O

∆T=38,2-20=18,2

b) No segundo experimento pegamos a fita de magnésio e colocamos na chama , observou-se que quando aquecida, a fita emite uma forte luz branca, e após o aquecimento, a fita, que tinha cor cinza-metálica e era sólida e compacta, passou a apresentar uma substância em forma de pó de cor branca ao seu redor. Isso deve-se ao fato de que, aquecido em presença do ar atmosférico, o magnésio entra em combustão, formando o óxido de magnésio (MgO), de acordo com a equação:

2Mg + O2 → 2MgO + luz

Durante o aquecimento, o magnésio absorve energia da chama; após o processo de óxido-redução, a energia é emitida em forma de luz. Como o magnésio emite luz ultravioleta, a luz é vista a olho nu na cor branca. Por absorver energia é um processo endotérmico, portanto sua entalpia é maio que zero e por ser um material sólido sua entropia é pequena.

c) No terceiro experimento medimos a temperatura da água que foi de 20°C e dissolvemos 2g de hidróxido de sódio, e sua temperatura após a mistura foi de 19°C, ficou um liquido esbranquiçado. O preparo de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) em água ocorre com desenvolvimento de energia térmica e consequente aumento de temperatura, indicando tratar-se de um processo de natureza exotérmica, sendo sua entalpia menor que zero. Por terem se tornado um liquido sua entropia é média. Esse processo está equacionado abaixo.

NaOH(s) + aq. → Na+(aq) + OH-(aq) + calor

∆T= 19-20=-1,0

d) No quarto experimento repetimos o procedimento anterior mas agora misturamos água com 2g cloreto de sódio, a temperatura inicial da água foi de 20°C e a temperatura final da mistura foi de 19,9°C. Podemos afirmar que este processo é exotérmico, o que fica evidente pelo sinal negativo encontrado na variação de entalpia. Por terem se tornado um liquido sua entropia é média.

NaCl(s) + aq. → Na+(aq) + Cl-(aq)

∆T= 19,9-20=-0,1

e)