UNIVERSIDADE FEDERAL DO OESTE DO PARÁ-UFOPA INSTITUTO DE ENGENHARIA E GEOCIÊNCIAS-IEG

B.I.CIÊNCIA E TECNOLOGIA PROFESSOR: RUI OTONI MAGNO

Alunos: Carla Paula; Thiago Almada

Josiane Jolene Rodrigues

Letícia Costa

AULA DE LABORATÓRIO IV: MEDIDAS DE CALORES DE REAÇÃO

Trabalho elaborado no

âmbito da disciplina de Química, para o trabalho laboratorial sobre Medidas de Calores de Reação, sob a orientação do Professor Rui Otoni Magno.

Santarém-Pá 201

INTRODUÇÃO

Lei de Hess

A Lei de Hess, além de precursora da termoquímica, é um dos seus principais fundamentos, pois dela partiu o Princípio da Conservação da Energia. Por meio dessa descoberta empírica (feita por meio da observação prática) de Hess, podemos relacionar as equações químicas como se fossem equações algébricas. O que Hess descobriu em suas medições é que a troca de entalpia de determinados reagentes passando por uma fase intermediária X e formando produtos é a mesma que numa outra reação com os mesmos reagentes passando por uma fase intermediária Y e dando produtos. É por isso que as equações termoquímicas podem ser somadas como as equações matemáticas.

Essa descoberta permite-nos determinar a ΔH de reações que dificilmente podem ter sua troca de calor medida na prática (por serem muito lentas, incompletas ou explosivas) através da ΔH conhecida de outras reações.

A pressão constante, a variação de calor associada a uma transformação química é conhecida como entalpia de reação (∆HR) e que por definição, é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação (∆HF) e a quantidade de calor inicial (∆HI).

∆HR = ∆HI- ∆HF (1)

∆HI e ∆HF são, às vezes, referenciados como entalpia dos produtos e dos

reagentes respectivamente. Uma transformação espontânea ocorra necessariamente e sempre com liberação de energia, que pode se manifestar sob as mais variadas formas. Quando esta transformação absorve energia ela é chamada de transformação endotérmica (∆HR>0); quando ela libera energia, ela é chamada transformação exotérmica (∆HR<0).

Determinação do calor de reação

Na determinação do calor de reação, usaremos um frasco erlenmeyer de 250 mL para servir como um calorímetro simples. Consideraremos que o calor de reação será usado apenas para modificar a temperatura da solução aquosa e do frasco, desprezando pequenas perdas de calor para o ambiente.

A partir das variações de temperatura e das massas dos reagentes, podemos

calcular o número de calorias desprendidas ou absorvidas com a seguinte relação:

Q = m . c . ∆t (2)

Q = quantidade de calor desprendido ou absorvido; m = massa do corpo; c = calor específico e ∆t = variação de temperatura. OBJETIVO DO EXPERIMENTO: • Conceituar energia e calor de reação; • Compreender a relação entre quimica e energia; • Familiarizar com as unidades de energia e suas conversões; • Calcular a quantidade de calor envolvida em uma dissolução e em uma reação de

neutralização. MATERIAIS UTILIZADOS: • 2 erlemeyer de 250 ml cada; • Termômetro; • Balança analitica; • Pipeta graduada de 10ml; • Espátula; • Vidro de relógio; • Cápsula de porcelana; • Bastão de vidro; • Capela; • Gominha; • Conta gotas; • Água destilada; • H2SO4 concentrado; • KMnO4 sólido; PROCEDIMENTOS: 1. VERIFICAÇÃO DO PODER ENERGÉTICO DE UMA REAÇÃO Na capela, coloque numa cápsula de porcelana um pouco de permanganato de potássio sólido e acrescente algumas gotas de ácido sulfúrico concentrado (CUIDADO). Com um bastão de vidro contendo um chumaço de algodão enrolado em sua ponta, toque na mistura da cápsula de porcelana (CUIDADO). O que você observa? Escreva a equação que representa a reação química observada. 2. CALOR DE DISSOLUÇÃO DO NaOH sólido Em um erlenmeyer de 250mL coloque 100 mL de água destilada e com o termômetro meça a temperatura e anote. Pese rapidamente 4,0 g de hidróxido de sódio em um vidro de relógio e adicione-o à água no erlenmeyer e agite, cuidadosamente, até dissolução completa. Meça a temperatura máxima atingida neste processo. A dissolução é endotérmica ou exotérmica? Escreva a equação química da dissolução do NaOH. Calcule a quantidade

de calor envolvida. 3. CALOR DE DISSOLUÇÃO DO H2SO4 concentrado Em um erlenmeyer de 250 mL coloque 100 mL de água destilada e com o termômetro meça a temperatura e anote. Calcule a quantidade de ácido sulfúrico necessário para neutralizar 4,0 g de hidróxido de sódio e adicione-o à água no erlenmeyer, cuidadosamente, e meça a temperatura máxima atingida neste processo. A dissolução é endotérmica ou exotérmica? Escreva a equação química da dissolução do H 2SO4. Calcule a quantidade de calor envolvida. 4. CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO Deixe as soluções preparadas no 2o e no 3o passos atingirem a temperatura ambiente. Confira esta temperatura com o termômetro e anote. Deixe o termômetro dentro da solução de hidróxido de sódio e misture rapidamente a solução de ácido sulfúrico com a de hidróxido, medindo a temperatura máxima atingida nesta neutralização. A reação de neutralização é endotérmica ou exotérmica? Escreva a equação química desta neutralização. Calcule a quantidade de calor envolvida. Dados: d (H2SO4) = 1,840g/cm 3 e pureza = 98% c (H2SO4) = 0,34 cal/g.oC c (NaOH) = 0,94 cal/g.oC PRÁTICA DOS PROCEDIMENTOS • Pegamos o erlemeyer de 250ml, colocar 100ml de água (calor de dissolução do

hidróxido de sódio) • Com o termomêtro, inicialmente a 25oC fazemos a leitura da temperatura da

água;temperatura da água: 24oC • Adicionouśe 4g de NaOH ( hidróxido de sódio); temperatura 33oC • Qual a quantidade de H2SO4 para neutralizar 4g de solução? solução 100ml de água + 4g de NaOH2SO4 (H2SO4)=1,84g/cm3 Adicionar 100ml de água e 2,6 ml de H2SO4 =45oC Tf. QUESTIONÁRIO 1. O que é energia? 2. Transforme os valores dos calores encontrados em calorias, para Joule. 3. Desenhe um diagrama de energia para a reação de neutralização. 4. Quando a glicose se combina com O2 , a seguinte reação ocorre:

Calcule quantos gramas de glicose deveriam ser queimados para aquecer 1,00kg de água de 25,00°C para 30,00°C (calor específico = 4,18 J/g.°C)? RESOLUÇÃO: 1. Apesar de sua enorme presença na vida de todos e de sua importância como conceito científico nas explicações dos fenômenos naturais, é muito difícil expressar por meio de uma definição o que é energia. Em física existe uma definição: energia é a capacidade de realizar trabalho. Mas essa definição não agrada nem mesmo aos físicos, pelas limitações que ela tem. Quando vemos uma lâmpada iluminando uma sala dizemos que ela está emitindo energia luminosa. É difícil imaginar como essa energia luminosa, emitida pela lâmpada e que se espalha pela sala, pode ser vista como uma "capacidade de realizar trabalho". Assim, a compreensão do conceito de energia não vem do conhecimento de sua definição, mas sim da percepção de sua presença em todos os processos de transformação que ocorrem em nosso organismo, no ambiente terrestre ou no espaço sideral. No mundo macroscópico, das galáxias, estrelas e dos sistemas planetários, ou no microscópico, das células, moléculas, dos átomos ou das partículas subatômicas. 3.

4. C6H12O6 + 6 O2 --> 6 H2O + 6 CO2 ΔH = -2800 kJ/mol para calcular o calor de formação precisamos de fazer a seguinte conta: ΔH reação = Σ H formação de produtos - Σ H formação de reagentes ΔH reação = (6 X H(H2O) + 6 X H(CO2)) - (1 X H(C6H12O6) + 6 X H(O2))

temos todos os valores menos a entalpia de formação da glicose: ΔH reação = -2800 kJ/ mol de glicose H(H2O) = -268 kJ/mol H(CO2) = -393,5 kJ/mol H(C6H12O6) = ???? (é o que quero saber) H(O2) = zero (entalpia de substância simples na sua forma alotrópica mais estável e no estado físico mais comum) -2800 = (6 X (-268) + 6 X (-393,5)) - (H(C6H12O6) + 6 X 0) H(C6H12O6) = (6 X (-268) + 6 X (-393,5)) + 2800 H(C6H12O6) = ((-1608) + (-2361)) + 2800 H(C6H12O6) = -1169 kJ / mol de glicose Calor (entalpia) de formação da glicose = -1169 kJ / mol Q = m x c x Q = 1000 x 4,18 x 5 Q = 20900 J ou 20,9 KJ 180g de glicose (1 mol) está para -2820 assim como x gramas de glicose está para 20900 180---- -2820 kJ x --------- -20,9 KJ x= 1,33 g aproximadamente

BIBLIOGRAFIA BRADY, J. & HUMISTON, G. E. Química Geral vol 1, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986 BACCAN, N. ANDRADE, J.C., GODINHO, O.E.S. & BARONE, J.S., Química Analítica Quantitativa Elementar, Cap.III e VIII, Campinas, Editora Edgard Biücher Uda., 1985, 29 edição, 259p VOGEL, A. Química Orgânica. Vol. 1, pag. 136-147, Ao Livro Técnico SA, Rio de Janeiro