Capacidade de calor

. RESUMO

Para se obter a capacidade calorífica do calorímetro experimentalmente construído foi necessário observar as temperaturas de duas soluções separadamente (HCl e NaOH, ambas medindo 24,05°C) e, em seguida, juntamente (temperatura final de 32,05°C). A mistura dos dois componentes resultou em uma coloração rosa.

A segunda etapa consiste na adição de 50,05 ml de água destilada à 23,05ºC no Calorímetro. 2,506 g do nitrato de potássio obtido na experiência da aula anterior é adicionado ao conjunto e observa-se uma temperatura de 19,05ºC.

2. INTRODUÇÃO

A medida de determinado fluxo de calor que acompanha uma reação à uma pressão constante é calculada através da Calorimetria. A temperatura de uma substância varia de acordo com o fluxo de calor nela empenhado, e o aparelho utilizado para medir essa variação de fluxo é o calorímetro. Os calorímetros utilizados em laboratório são instrumentos de extrema precisão, no entanto, o mais simples calorímetro pode nos ilustrar os princípios de Calorimetria. De um modo geral, calorímetros não são lacrados e, devido a isso, as reações ocorrem sempre sob a pressão constante da atmosfera.

A absorção ou a liberação de calor resultam de mudanças químicas que podem produzir trabalho mecânico. A entalpia é a função termoquímica que calcula o fluxo de calor que ocorre nessas mudanças químicas juntamente com seu trabalho mecânico. A entalpia (H) é igual à energia interna (E) mais o produto da pressão (P) pelo volume (V) do sistema, sendo a energia interna (E) a soma de toda a energia cinética e potencial de cada elemento componente do sistema.

Os objetos estudados podem emitir ou absorver calor de formas variadas e estes fenômenos de irradiação ou absorção provocam uma variação na temperatura dos mesmos. Essa variação será determinada por sua capacidade calorífica, a quantidade necessária de calor para aumentar a temperatura de um material em 1°C.

3. OBJETIVOS

O objetivo do experimento foi calibrar um calorímetro, ou seja, descobrir a capacidade calorífica do mesmo e calcular a entalpia de dissolução do Nitrato de Potássio.

O experimento foi dividido em duas partes. Na primeira parte, o objetivo central era determinar a capacidade calorífica do calorímetro. Já na segunda, o objetivo foi determinar a entalpia de dissolução do Nitrato de Potássio.

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

Primeiramente foram usados: dois copos de isopor, uma tampa de isopor e um termômetro, destinados à construção do calorímetro. Além disso, usou-se solução de ácido clorídrico 0,983 mol/L, solução de hidróxido de sódio 0,977mol/L, duas provetas de 25mL e uma de 50mL e indicador fenolftaleína.

Após a construção do calorímetro, colocou-se 25,05 mL de uma solução 0,983mol/L de ácido clorídrico numa proveta de 25mL e transferida para o calorímetro. Logo após, colocou-se duas gotas do indicador fenolftaleína no sistema. Mediu-se, também, 25,05 mL de uma solução 0.977 mol/L de hidróxido de sódio numa proveta de 25 mL e mediu-se a temperatura da mesma, sendo 24,05 ºC. A temperatura do calorímetro onde estava o ácido foi medida, sendo esta a mesma do hidróxido de sódio, 24,05 ºC.

O calorímetro foi aberto e a solução da base foi colocada no mesmo. Agitou-se e mediu-se a temperatura do sistema. A máxima temperatura alcançada foi 32,05 ºC e a solução tornou-se intensamente rosada. Coletados os dados para a determinação da capacidade calorífica, o conteúdo foi descartado e o calorímetro devidamente limpo.

Determinação da entalpia de dissolução do nitrato de potássio

Mediu-se numa proveta de 50ml, 50mL de água destilada e transferiu-se para o calorímetro. A temperatura da mesma foi medida, 23,05ºC. Pesou-se 2,506g de nitrato de potássio e adicionou-se à água contida no calorímetro. Após isso, mediu-se a temperatura mínima alcançada da solução, sendo 19,05 ºC. Após a medição, o material foi depositado no frasco destinado a recuperação.

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Existem reações nas quais a mistura de um ácido com uma base sempre forma sal e água. Essas reações são chamadas de reações de neutralização. A equação química a seguir mostra esse tipo de interação, resultante dos procedimentos realizados entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio para a determinação da capacidade calorífica do calorímetro.

NaOH (aq) + HCl (aq)  NaCl (aq) + H2O (l)

0,973M 0,983M

25,05mL 25,05mL

Ao misturarmos fenolftaleína , um corante indicador utilizado para identificar a alcalinidade ou acidez de uma solução ( transparente em meio ácido e róseo em meio básico), resultou em uma coloração rósea. Isto porque a geometria da molécula de fenolftaleína muda dependendo da concentração de íons OH-. Quando em pH maior que 7 (pH de um meio básico), ela muda de geometria e passa a refletir a coloração rosa, ou seja, tamanhos próximos do comprimento da luz visível. Esta reação, portanto, mostra-se em equilíbrio ácido-base.

Temperatura do HCl = 24,05ºC

Temperatura do NaOH = 24,05ºC

Temperatura final : HCL + NaOH = 32,05ºC

Para determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, usamos a reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio:

Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)

Cuja entalpia de neutralização = -57,3 kJ/mol

Sabemos que Q reação= Q solução + Q calorímetro