Experimento 3 Termoquímica: Construção de um calorímetro simples e medição da entalpia de uma reação

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1 Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia UESB Departamento de Química e Exatas - DQE DQE 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.

2 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).

3 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 C cal =, a constante calorífica do calorímetro (J); onde M aq = massa de água quente (g); M af = Massa de água fria (g); C H2O = 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 T A. 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 M sol x (T B -T A ) + C (calorímetro) x (T B -T A )]. Onde, Q reação = calor liberado pela reação e M sol = 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 (água fria, ºC) T2 (água T3 (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

4 *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 C cal = que foi deduzida da seguinte forma: Q cedido - Q recebido = 0 Q cedido (água quente) + Q recebido pelo calorímetro + Q recebido (água fria) = 0 M aq.c H2O.(ΔT aq ) + M cal.c cal.(δt af ) + M af.c H2O.(ΔT af ) = 0 M aq. 4,184 J g -1 ( C) -1 ΔT aq = M af. 4,184 J g -1 ( C) -1 ΔT af + C.ΔT af C cal = 4,184[(M aq. T aq ) - (M af. T af )] T af 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: C cal = 4,18 [(50 x 23,6) (50 x 23,3)] => C cal = 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 (T A ) para 34 C (T B ). Diferindo somente na massa utilizada pelo NaOH (4,023 g; 4,080 g; 4,038 g). Através da função fundamental da calorimetria Q=mC s ΔT, 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:

5 Q reação + Q solução + Q calorímetro = 0 Q reação = (Q solução + Q calorímetro ) Q reação = [4,184 x M sol x (T B T A ) + C calorímetro. (T B T A )] Q reação= - [4,184 x 4,047 (34 25) + 2,7 x (34 25)] => Q reação = -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 + H 2 O 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.

6 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: X 1 X 2 (x100) X 1 Sendo X 1 o valor encontrado na literatura e X 2 o valor calculado. -44,45 (- 49,14) x ,45 4,69 x ,4 Aproximadamente 10,5 % 2º) Encontre o H da reação de dissolução do NaOH KJ/g g x g 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.