Relatório Prática Cinética Química

INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO - Ifes

LICENCIATURA EM QUÍMICA – 20181LQVV2

ALINE BEATRIZ PIMENTEL DOELINGER OLIVEIRA

GLAYTON VERÍSSIMO DE OLIVEIRA

IAGO MARTINS

MIGUEL ANTONIO ULIANA

Prática n° 4 (28/09/2018):

CINÉTICA QUÍMICA

Disciplina: Química Geral Experimental II

Professor: Eder Lana e Silva

VILA VELHA

SETEMBRO - 2018

1. Introdução

           Para Russel, as reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia dos produtos é menor que a energia dos reagentes, a energia é liberada e o composto formado adquire estabilidade. Por outro lado, se a energia dos produtos é maior que aquela dos reagentes, o sistema absorve energia durante o curso da reação. Isso está de acordo com a lei da conservação da energia, que estabelece que a quantidade total de energia em um sistema isolado permanece constante, não se cria, nem se destrói, o que remete à própria definição de energia.

A entalpia é um instrumento, uma função termodinâmica, que possibilita o cálculo da energia na forma de calor envolvida em transformações à pressão constante, porque a variação de entalpia nessas transformações é numericamente igual à quantidade de calor transferida entre sistema e vizinhança (QNESC, 2005). Segundo Atkins e Jones (2012), a variação da entalpia de um sistema é igual ao calor liberado ou absorvido nessa condição. A entalpia determina, então, se um processo será exotérmico ou endotérmico, respectivamente. É uma propriedade extensiva, ou seja, está diretamente relacionada com a quantidade de matéria envolvida. Classifica-se também como uma função de estado pois a variação de entalpia dependerá dos estados físicos iniciais e finais das substâncias que fazem parte do processo, e não do caminho da reação.

Uma consequência direta da observação feita é que podemos considerar qualquer transformação química como o resultado de uma sequência de reações químicas, acompanhadas ou não de mudanças de estado. O valor variação da entalpia, denotada por  ∆H, para o processo global será a soma de todas as variações de entalpia que ocorrem ao longo do processo. Esta afirmação é denominada Lei de Hess.

A lei de Hess fornece um jeito útil de se calcular as variações de energia que são complexas de medir diretamente, considerando que a energia interna de um sistema envolve a soma de todas energias inclusas, como a dos átomos, elétrons e componentes do núcleo. A exemplo, é impossível medir diretamente a entalpia de combustão do carbono para formação do monóxido de carbono. A combustão de 1 mol de carbono com 0,5 mol de oxigênio (O2)  produz não só monóxido (CO), mas também dióxido de carbono (CO2), deixando algum carbono sem reagir. No entanto, tanto o carbono sólido como o monóxido de carbono podem ser completamente queimados em O2 para produzir CO2 (BROWN, 2005).

1. Objetivos

Comparar os calores envolvidos nas reações a fim de verificar experimentalmente a aplicação da lei de Hess.

1. Material e Métodos

1. Materiais

• Balança analítica
• Béquer
• Erlenmeyer (125 mL)
• Hidróxido de Sódio (NaOH) sólido e solução aquosa 0,25 mol/L
• Solução de  Ácido Clorídrico (HCL) 0,25 mol/L
• Pipeta volumétrica (25, 50 mL)
• Pipeta volumétrica (50 mL)
• Termômetro

1. Métodos

Inicialmente pesou-se três erlenmeyers de 125 mL. Ao primeiro erlenmeyer adicionou-se 50 ml de água destilada. Pesou-se a massa do frasco com água e mediu-se a temperatura com termômetro. Em um vidro de relógio pesou-se 0,5004 g de NaOH, dissolveu-se no erlenmeyer 1, aferiu-se e registrou-se a nova temperatura obtida.

Ao segundo erlenmeyer acrescentou-se 50 ml de solução aquosa de HCl 0,25 mol/L e verificou-se a temperatura da solução. Pesou-se 0,5080 g de NaOH sólido em vidro de relógio e transferiu-se para o erlenmeyer contendo a solução de HCl. Mediu-se e registrou-se a temperatura obtida, em seguida pesou-se o erlenmeyer com a solução resultante.

Acrescentou-se 25 ml de solução aquosa de HCl 0,25 mol/L ao terceiro erlenmeyer . Verificou-se a temperatura. Acrescentou-se 25 ml de solução aquosa de NaOH 0,25 mol/L. Aferiu-se e registrou-se a temperatura da solução. Pesou-se e registrou-se a massa da solução.

1. Resultados e Discussões

Segundo a Lei de Hess, entalpia é dada como uma função de estado, ou seja, o ΔH da reação não depende do caminho realizado pelos reagentes para formar os produtos. Desta forma, o calor de uma reação pode ser calculado através da soma dos calores das reações intermediárias que compõem o processo. À pressão constante, o trabalho realizado no sistema é igual a zero. Logo, a  energia do sistema, bem como o valor de ΔH, são iguais ao calor, denotando-se pela equação 1:

ΔH = qp  (1)

Através do cálculo da entalpia, dado pela fórmula 1, o calor a pressão constante é calculado pela equação 2.

ΔH = qp = m c ΔT (2)[pic 1][pic 2]

Onde m representa a massa da matéria em questão, c representa o seu calor específico e ΔT representa a variação de temperatura da reação. A partir disso, é possível calcular o calor liberado na dissolução do NaOH(s)em água, dado pela reação 1. O calor específico da água é igual a 1 cal/g ºC.

NaOH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2O(l)  (1)[pic 3]

qH2O = 48,813 g x 1 cal/g ºC x (24 ºC - 23 ºC)

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