Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – UESB
Departamento de Química e Exatas - DQE
DQE 295 - Química Inorgânica (1) Farmácia
Autor(a): Lenine Almeida Mafra II/SEMESTRE 2012
Experimento 3 – Termoquímica: Construção de um calorímetro simples e
medição da entalpia de uma reação
Objetivos
1- Determinar a constante calorimétrica de um calorímetro simples.
2- Determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio
Introdução
A termoquímica é o ramo da química que estuda as transformações da
energia.
Para James Joule (físico inglês) calor e trabalho são duas formas de
energia, no qual cada um pode converter-se no outro. O experimento realizado para
essa transformação está relacionado com o sistema e a vizinhança, ou seja, o
primeiro é a região de interesse, tal como um copo de água. Enquanto que a
vizinhança é o local onde se faz as observações sobre a energia transferida para ou
do sistema.
O sistema pode ser classificado como aberto, fechado ou isolado. Sistema
aberto é aquele que troca energia e matéria com as vizinhanças. Sistema fechado
tem a quantidade fixa de matéria, mas troca energia com as vizinhanças. E por
último, o sistema isolado, que não troca nem matéria nem energia com a vizinhança.
Esse tipo de sistema foi o utilizado para a efetuação do experimento sobre a
termoquímica (isopor).
Algo de fundamental importância em um experimento de termoquímica é a
energia interna (propriedade extensiva, portanto depende somente da quantidade de
substância), que é caracterizada por ser uma energia armazenada em um sistema
como energia cinética e energia potencial. A energia cinética é devido ao
movimento. Quanto mais rápido a molécula se move, maior será a sua energia
cinética.
A presente prática teve como referência o envolvimento de troca de calor
entre amostras de uma mistura, com finalidade de verificação da constante calorífica
envolvendo um calorímetro, e posterior análise de determinação de entalpia de
dissolução do hidróxido de sódio (NaOH).
O calor transferido em um processo químico ou físico é determinado por uma
técnica experimental chamada calorimetria, ou seja, é a energia transferida de um
corpo com maior temperatura para um corpo de menor temperatura.
Assim como o ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade, a
capacidade calorífica é uma propriedade característica de determinada substância.
A capacidade calorífica de uma substância pode ser exatamente determinada de
maneira experimental medindo-se variações de temperatura que ocorrem quando
calor é transferido da substância para uma quantidade conhecida de água (cuja
capacidade calorífica específica é conhecida).
Materiais e Métodos
- Béqueres de 100 mL ou erlenmeyer
- Provetas de 100 mL
- Calorímetro de isopor co capacidade para 200 mL
- Termômetro
- Bastão de vidro
Para iniciar o procedimento foi montado um calorímetro simples com um
recipiente de isopor semelhante aos que são utilizados para manter a temperatura
de mamadeiras ou latas de bebidas. Em seguida colocou no calorímetro 50,0 mL de
água fria (a temperatura ambiente: 25ºC) e mediu com um termômetro a temperatura
dessa água (T1). Depois aqueceu 50,0 mL de água em um béquer de 100 mL até
uma temperatura em torno de 70 °C. E tornou a medir a temperatura dessa água
(T2). Adicionou rapidamente a água quente à água fria no calorímetro, tampando-o e
agitando-o para que homogeneizasse a solução resultante. Observou a variação da
temperatura do sistema até que atingisse um valor constante, ou seja, assim que a
temperatura parasse de subir, anotando a temperatura final da mistura (T3).
Tal experimento foi repetido três vezes e ao final calculou as variações das
temperaturas entre a mistura e a água fria e entre a água quente e a mistura, para
que pudessem ser usadas no cálculo da constante.
A partir desses resultados de temperaturas calculou-se, pela fórmula
Ccal=
, a constante calorífica do calorímetro (J); onde
Maq = massa de água quente (g);
Maf = Massa de água fria (g);
CH2O = 4,184 J. g-1 . (oC)-1(capacidade calorífica específica da água)
Ao finalizar essa primeira etapa do experimento mediu, com uma proveta, 100
mL de água destilada e logo após colocou no calorímetro, agitou e mediu a
temperatura até que se tornasse constante. Anotou TA.
Depois pesou hidróxido de sódio – NaOH - (três vezes) e transferiu, o mais
rápido possível, a solução de NaOH para o calorímetro, por se tratar de um sólido
muito higroscópico.
Ao realizar tal transferência agitou e anotou a temperatura
máxima atingida (TB) pela mistura.
Por fim, aplicou-se a formula Q(reação)= - [4,184 x Msol x (TB-TA) + C(calorímetro) x
(TB-TA)]. Onde, Qreação = calor liberado pela reação e Msol = massa da solução.
Resultados e discussão
1º experimento:
Foram feitas as aferições da temperatura para a água fria, água quente,
mistura da água quente e fria e a variação entre as temperaturas da mistura e da
água fria, bem como da mistura e da água quente.
Os dados obtidos foram inseridos na seguinte tabela:
T1
T2
T3
(água fria, ºC)
(água
(mistura, ºC)
Taf*
Taq**
quente,ºC)
25º C
71 º C
48º C
23º C
23º C
25º C
72º C
49º C
24º C
23º C
25º C
73º C
48º C
23º C
25º C
*Variação da temperatura da água fria (T3 – T1).
** Variação da temperatura da água quente (T2 – T3).
Em seguida tirou a média das temperaturas encontradas:
T1
T2
T3
Taf
Taq
25º C
72º C
48,3º C
23,3º C
23,6º C
Aplicou, então, tais resultados na fórmula Ccal=
que foi
deduzida da seguinte forma:
Qcedido - Qrecebido = 0
Qcedido (água quente) + Q recebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0
Maq.CH2O.(ΔTaq) + Mcal.Ccal.(ΔTaf) + Maf.CH2O.(ΔTaf) = 0
Maq. 4,184 J g-1(°C)-1 ΔTaq = Maf . 4,184 J g-1 (°C)-1 ΔTaf + C.ΔTaf
Ccal = 4,184[(Maq.∆Taq) - (Maf .∆Taf)]
∆Taf
Vale ressaltar que utilizou o valor para a densidade da água de 1,0g/mL e 50
g para a massa baseado no volume de 50mL. Assim, foram feitos os cálculos,
utilizando a equação fornecida, apresentando o seguinte valor para capacidade
calorífica do calorímetro:
Ccal= 4,18 [(50 x 23,6) – (50 x 23,3)] => Ccal= 2,7 J/ºC
23,3
2ª parte do experimento:
O experimento foi realizado três vezes. Em tais vezes, ao se misturar o NaOH
com a água a temperatura subiu de 25C (TA) para 34C (TB). Diferindo somente na
massa utilizada pelo NaOH (4,023 g; 4,080 g; 4,038 g).
Através da função fundamental da calorimetria Q=mCsΔT, para determinação
do calor liberado ou absorvido numa reação química ,é possível calcular o calor de
dissolução do hidróxido de sódio, utilizando os dados anteriores, referentes à
aferição da temperatura antes e depois de se diluir o NaOH.
Tem-se que:
Qreação + Q solução + Qcalorímetro = 0
Qreação = – (Q solução + Q calorímetro)
Qreação = – [4,184 x Msol x (TB –TA) + Ccalorímetro . (TB – TA)]
Qreação= - [4,184 x 4,047 (34 – 25) + 2,7 x (34 – 25)] => Qreação= -176,7 J
Observação: Em tal cálculo foi utilizado o resultado da capacidade calorífica
encontrado no 1º experimento.
O NaOH ao se reagir com a água caracteriza-se por ser exotérmica, porque
ao “somar” a energia de quebra da ligação mais a energia de solvatação, a mistura
libera energia.
NaOH + H2O  OH- + Na+
Conclusão
Com conhecimentos sobre a termodinâmica, pôde-se obter a constante
calorífica de um calorímetro simples de isopor verificando a variação de temperatura
entre as amostras de água, aferida após o equilíbrio térmico. Em seguida foi
possível fazer a determinação de entalpia de dissolução do hidróxido de sódio em
água, mostrando que tal reação é exotérmica, ou seja, ocorre liberação de calor pela
elevada dissociação iônica.
Referências Bibliográficas
ATKINS. P; JONES. L. Princípios de Química: Questionando a vida e o Meio
Ambiente. Bookman: Porto Alegre, 2001.
Questionário
1º) Encontre o calor de dissolução do NaOH na literatura e calcule o erro
experimental.
Calor de dissolução do NaOH é – 44, 45 KJ/mol.
Erro experimental: X1 – X2 (x100)
X1
Sendo X1 o valor encontrado na literatura e X2 o valor calculado.
-44,45 – (- 49,14)
x 100
-44,45
4,69
x 100
-44,4
Aproximadamente 10,5 %
2º) Encontre o H da reação de dissolução do NaOH
-4.914KJ/g ----------- 4g
x ---------------- 40g
ΔH = -49,14 KJ/mol
3º) Defina capacidade calorifica
A capacidade calorífica de um sistema é a quantidade de calor necessária para elevar a
temperatura de um sistema em 1C.