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Relatório de Química Experimental - Prática de Termoquímica

Por:   •  26/5/2018  •  Trabalho acadêmico  •  1.566 Palavras (7 Páginas)  •  384 Visualizações

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Relatório de Química Experimental

Prática de Termoquímica

 

 

Aluno:

Vitor Sancho Cardoso
Turma IQG231

1 - Introdução

No estudo de Química, é inevitável não se deparar com as suas mais diversas áreas de estudo. A partir do nascimento da química moderna, que teve início com as observações de Lavoisier, uma dessas áreas teve um grande fomento: A termoquímica.

A termoquímica foi desenvolvida para elucidar a forma como ocorrem as variações de temperatura em meio as reações químicas. Esses processos ocorrem em um determinado sistema, que é o local do universo no qual a reação ocorre. O restante do universo é denominado ambiente. Além disso, todo sistema possui uma fronteira, que é a interface entre o sistema e o ambiente. É importante destacar que, quando não é possível transferir calor entre o sistema e o ambiente durante o processo, o chamamos de adiabático. Ou seja, um sistema adiabático não é capaz de dissipar o calor gerado durante o processo.

As reações químicas sempre ocorrem com variação de temperatura do meio, por mais que essa seja mínima. Quando o processo se desenvolve num ambiente no qual não possui variação de pressão, a quantidade de calor gerada ou absorvida – por mol – é denominada de entalpia, que é expressa em  ou . Tal valor é diretamente proporcional a massa do sistema (), seu calor específico a pressão contante () e a variação de temperatura ocorrida ():[pic 2][pic 3][pic 4][pic 5][pic 6]

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A entalpia é dita uma função de estado, ou seja, seu valor só depende da diferença entre o estado final e inicial do sistema. Com base nisso, a Lei de Hess enuncia que a variação global de entalpia de um processo corresponde a soma das variações de entalpia de cada etapa intermediária que ocorre até a formação de um determinado estado final. Para uma reação química, cada etapa intermediária é considerada uma reação necessária para formar determinado produto partindo de reagentes nos estados alotrópicos mais estáveis.

Pode-se observar a variação de entropia da combustão do metano, no estado padrão, para ilustrar melhor como a Lei de Hess se aplica para reações químicas. É necessário usar as equações, partindo-se dos estados alotrópicos mais abundantes, de formação do gás carbônico, da água e do metano. Ao somá-las é possível obter o valor de entropia do processo de interesse:

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A Lei de Hess pode ser comprovada facilmente de forma experimental. Ao medir e calcular a variação de temperatura e a massa do sistema de cada etapa intermediária é possível inferir o valor de variação de entalpia para um processo global.

2 - Objetivo

Observar a comportamento da Lei de Hess, inferindo a variação de entalpia de etapas intermediárias e de um processo global e comparando os valores obtidos.


3 - Materiais e reagentes

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Tabela 1: Relação de materiais e reagente utilizados.

4 - Metodologia

Em um copo de isopor, adicionou-se 50 mL de água deionizada, medido com uma proveta. Com auxílio do termômetro, mediu-se a temperatura inicial do sistema. Em um vidro de relógio, pesou-se 2,046 g de Hidróxido de Sódio Anidro. Logo em seguida, com auxílio de uma espátula, verteu-se o mesmo no sistema agitando-o com uso de um bastão de vidro até sua total solubilização. Mediu-se novamente a temperatura do meio, tomando-se nota do máximo valor obtido. Denominou-se esse processo de Reação 1.

Em um novo copo de isopor, adicionou-se 50 mL de Solução de Ácido Clorídrico 2M, medido com uso de uma proveta. Com auxílio do termômetro, mediu-se a temperatura inicial do sistema. Em um vidro de relógio, pesou-se 2,350 g de Hidróxido de Sódio Anidro. Tal foi vertido no sistema e mediu-se a temperatura do meio, tomando-se nota do máximo valor obtido. Denominou-se esse processo de Reação 2.

Em um terceiro copo de isopor, adicionou-se 50 mL de Ácido Clorídrico 2M, medido com uso de uma proveta. Com auxílio do termômetro, mediu-se a temperatura inicial do sistema. Mediu-se 50 mL de Hidróxido de Sódio 2M, com auxílio de uma proveta. Mediu-se a temperatura da última solução a fim de garantir que ambas se apresentavam com um valor próximo. Em seguida, verteu-se a solução de Hidróxido de Sódio no sistema, agitando-se o meio com uso de bastão de vidro. Mediu-se a temperatura do meio, tomando-se nota do maior valor obtido. Denominou-se esse processo de Reação 3.

Com uso da Equação 1, calculou-se o calor gerado em cada uma das reações, obtendo-se o valor de entalpia ao relacioná-lo com a quantidade de matéria em cada sistema. Organizou-se os dados gerados e as equações das reações de cada sistema e comparou-se os valores a fim de verificar a validade da Lei de Hess.

5 - Resultados e discussão

Realizada a parte experimental, os dados obtidos foram organizados da seguinte forma:

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Tabela 2: Medições de temperaturas dos sistemas e suas respectivas variações.

O primeiro passo para se encontrar a variação de entalpia de cada processo é o cálculo do calor liberado, tomando uso da equação 1. Porém, para isso algumas considerações são necessárias. A pureza do Hidróxido de Sódio Anidro utilizado é 99%, logo se faz necessário achar a massa real do reagente contida nos 2,043 g pesado para a reação 1 e nos 2,350 g para a reação 2:

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Além disso, como as soluções utilizadas possuem concentração de 2M, que é uma solução com concentração baixa, pode-se inferir que o calor específico dessas possui valor muito próximo ao da água. Logo, para a realização dos cálculos de calor liberado, para os três processos, será utilizado o calor específico da água.

Mais um ponto que deve ser destacado é o cálculo necessário para se obter a massa de cada sistema. Foi considerado que não ocorre variação de volume ao se adicionar os reagentes. Ademais, os dados de cada substâncias se encontram abaixo, assim como os cálculos de massa para cada sistema:

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Tabela 3: Dados das substâncias utilizadas.

Para o processo 1:

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Para o processo 2:

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Para o processo 3:

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