Seminário - calorimetria

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  • 7/28/2019 Seminrio - calorimetria

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    Qumica das

    transformaes

    Calorimetria

    Aline Nunes de ViveirosMariana Pereira da Soledade

    Marlia Ceolin Camargo

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    1 Lei da Termodinmica

    Introduo

    Na termodinmica a capacidade de um sistema realizar trabalho chamada energia interna, U. No podemos medir o valor absoluto destaenergia porque ela inclui as energias de todos os tomos, eltrons e doscomponentes dos ncleos. O melhor que podemos fazer medir asvariaes de energia. (Atkins, 2006)

    A energia pode ser convertida de uma forma para outra, podendo sertransferida de uma parte do universo para outra (sistema para vizinhana evice-versa). A energia no pode ser criada nem destruda. A energia conservada. (Brown, 2005)

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    Definio de termos

    Calor: transferncia de energia que ocorre em conseqncia de uma diferenade temperatura.

    Entalpia: funo de estado que permite obter informaes sobre as variaesde energia em presso constante (Atkins, 2006)

    H: pode ser determinado pela medida do fluxo de calor que acompanha umareao a presso constante

    Calorimetria: medio do fluxo de calor

    Calormetro: aparelho utilizado para medir o fluxo de calor

    Capacidade calorfica: determina o calor que necessrio fornecer a um

    corpo para ocasionar uma certa variao de temperatura.

    Calor especfico: est relacionada a substncia que constitui o material. acapacidade especfica de uma substncia de mudar sua temperatura aoreceber e liberar calor.

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    Calormetro

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    Objetivos

    Utilizar um calormetro de presso constante e determinarsua capacidade calorfica

    Determinao da entalpia de dissoluo do Nitrato dePotssio

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    Materiais e mtodos

    Procedimento experimental I Determinao da capacidadecalorfica do calormetro

    Proveta

    cido clordrico de concentrao 0,983 mol/L

    Indicador fenolftalena

    Hidrxido de sdio de concentrao 0,977 mol/L

    Calormetro (construdo com 2 copos de isopor, tampa de isopor etermmetro)

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    Proveta

    25 mL HCl 25 mL NaOH

    2 gotasfenolftalena

    Medirtemperatura

    Calormetro

    Medirtemperatura

    Medir temperatura dasoluo e observar a cor

    Experimento I

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    Materiais e mtodos

    Procedimento experimental II Determinao da entalpia dedissoluo do nitrato de potssio

    Proveta

    gua destilada

    Calormetro (construdo com 2 copos de isopor, tampa de isopor e

    termmetro)

    Vidro de relgio

    Nitrato de Potssio

    Balana semi-analitica

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    Proveta

    50 mL H2Odestilada

    2,5g de KNO3

    Vidro de relgio

    CalormetroAgitar at T

    constante

    Agitar e medirtemperatura da soluo

    Experimento II

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    Resultados obtidos

    Temperatura inicial do NaOH(aq) de concentrao 0,977 mol/L = 23C

    Temperatura inicial do HCl(aq) de concentrao 0,983 mol/L = 23C

    A adio de 25 ml de NaOH(aq) com 25 ml de HCl(aq) provocou a reaode neutralizao:

    NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) H= -57,3 KJ/mol

    Temperatura no final da neutralizao = 30C

    No final do experimento a soluo era incolor

    Fig. 1. Indicador Fenolftalena: Coloraoverificada x pH correspondente

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    Resultados obtidos

    Determinao da capacidade calorfica do calormetro

    N moles HCl: 0,0245 mol

    N moles NaOH:0,0244 mol

    Concentrao NaCl:0,48 mol/L

    Pela frmula: M= n mol/volume

    Densidade do NaCl a 0,5 mol/L: 1,019 g/mL (valor tabelado)

    Calor especfico da soluo de NaCl a 0,5 mol/L: 4,01 J/gC (valor tabelado)

    Massa do NaCl:50,95gPela frmula: D= massa/Volume

    Variao da temperatura: 7- Pela frmula: T = T final T inicial

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    Resultados obtidos

    Q reao = Q soluo + Q calormetro

    Q reao = n H2O x |H| neutralizao

    Q reao = 1,398 kJ ou 1398 J

    Q soluo = m c TQ soluo = 1430 J ou 1,403 kJ

    Q calormetro = C xT

    C = - 4,57 J/C

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    Resultados obtidos

    Se capacidade calorfica do calormetro = 0

    Q reao = Q soluo + Q calormetro

    Q reao = (m c T) + (c T)1398 = (50,95 x 4,01 xT) + (0 xT)

    1398 = 204,3 T + 0

    T = 6,8 C

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    Consideraes finaisExperimento I:

    Verificou-se elevao da temperatura na reao de neutralizao doHCl(aq) com NaOH(aq)reao exotrmica

    Para anlise da capacidade calorfica negativa, consideramos:

    1. Erro nas medidas:

    T menor que o verificado:Para T = 6C, teramos Ccalormetro = +28,70 J/C

    Massa da soluo menor que a calculada: diferenas acima de 1,15g ou

    1,13 mL do valor utilizado j resultariam em Ccalormetro>0

    2. Interpretao literal

    Como o calor absorvido pela soluo (Q soluo) > calor liberado pela reao

    (Q reao) calormetro cede energia ao sistema/permite troca de calor entre

    sistema e vizinhana

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    T = 6,8C, para Ccalormetro= 0

    T = 7 C, constatao prtica

    Hipteses: Troca de calor entre o sistema e a vizinhana calormetro cede

    calor, aumentando a energia interna, manifesta atravs do

    aumento da temperatura;

    Erros nas medidas prticas anteriormente considerado.

    Consideraes finais

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    Resultados obtidos

    Determinao da entalpia de dissoluo do nitrato de potssio

    Temperatura da gua destilada no inicio do experimento = 23C

    Temperatura ao final da dissoluo do KNO3 = 21C

    Massa de KNO3(s) utilizada = 2,535g

    Massa de KNO3(aq) utilizada = 49,451 gMassa molar do KNO3 = 101,1 g/mol

    N de moles KNO3 = 0,025 mol Pela frmula: N = massa/MM

    Calor especfico do KNO3 = 0,95 cal/gC ou 3,975 J/gCCalor de dissoluo do KNO3 a 25C = 8,349 kcal/mol ou

    34,9kJ/mol (literatura)

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    Resultados obtidos

    Q reao = Q soluo + Q calormetroQ reao = (m c T) + (c T)

    Q soluo = m c TQ soluo = -393,135 J

    Q calormetro = C xTQ calormetro = 9,14 J

    |Q reao| = 383,995 J em 0,025 mol

    ou

    15.359,8 J/mol ou 15,36 kJ/mol

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    Consideraes finais

    Experimento II:

    Atribumos as discrepncias observadas entre a H:

    Desvios nas medies

    Ao calormetro utilizado

    Diferena de temperatura que a reao inicia e que a

    literatura estabelece, 21 C e 25C

    Impurezas no sal sintetizado

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    Referncias Bibliogrficas:

    ATKINS, P; JONES, L. Princpios de Qumica.3ed.Porto Alegre:Bookman, 2006.

    Apostila: Experimentos de qumica de Transformaes2011,UNIFESP, Campus Diadema, 2011.

    CRC Handbook of chemistry and physics, The Chemical

    Rubber Co., 52a ed,. 1971. BROWN, T. L et al. Qumica a cincia central. 9 ed. So Paulo:

    Pearson, 2010.