Prática 06 Calor de reação e calor de solidificação da Parafina

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1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Experimental QEX0002 Prática 06 Calor de reação e calor de solidificação da Parafina 1. Introdução Quando uma transformação dá-se à pressão constante, e o único trabalho possível é o trabalho de expansão, o calor liberado é igual à variação de entalpia, (ΔH). Na queima do carbono com excesso de oxigênio à pressão constante, forma-se dióxido de carbono e são liberados 393,5 kj de calor para cada mol de carbono consumido. C (s) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = 393,5 kj O sinal matemático de ΔH é negativo porque houve liberação de calor. Logo, a entalpia final (H f ) é menor do que entalpia inicial (H i ). Essa reação pode ser conseguida em duas etapas: primeiro, o carbono pode ser queimado na presença de uma quantidade limitada de oxigênio; C (s) O 2 (g) CO (g) ΔH = 110,5 kj Então o monóxido de carbono formado nesta reação poderá ser queimado com oxigênio adicional: CO (g) O 2 (g) CO 2(g) ΔH = 283,0 kj Quando estas reações químicas são somadas como se fossem equações algébricas, os correspondentes valores de ΔH podem ser também somados da mesma maneira: C (s) O 2 (g) CO (g) CO (g) O 2 (g) CO 2(g) C (s) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = 110,5 kj ΔH = 283,0 kj ΔH = 393,5 kj Esta é uma ilustração da Lei de Hess. Ela estabelece que a variação da entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos. E não depende do número de etapas ou caminho que a conduz dos reagentes aos produtos.

2 Uma equação, e o seu ΔH correspondente, podem ser multiplicados ou divididos pelo mesmo número. Exemplo: C (s) O 2 (g) CO (g) ΔH = 110,5 kj 2C (s) + O 2 (g) 2CO (g) ΔH = 221,0 kj reagentes: O ΔH para uma reação pode ser expresso como a diferença entre as entalpias dos produtos e dos ΔH reação = (H produtos ) (H reagentes ) Isto significa que o sinal de ΔH muda quando uma reação é invertida, porque os reagentes tornam-se produtos e vice-versa. Por exemplo: C (s) + O 2 (g) CO 2(g) ΔH = 393,5 kj CO 2(g) C (s) + O 2 (g) ΔH = +393,5 kj A Lei de Hess simplifica grandemente a tarefa de tabular variações de entalpia de reações. O calor de reação é igual à soma dos calores de formação dos produtos menos a soma dos calores de formação dos reagentes: ΔH reação = (ΔH f ) produtos (ΔH f ) reagentes Experimentalmente podemos medir a quantidade de calor liberada usando uma bomba calorimétrica (calorímetro). A bomba colorimétrica (Figura 1, a seguir) é um instrumento que mede o calor liberado ou absorvido por uma reação ocorrendo a volume constante. Neste tipo de calorímetro uma câmera de aço (a bomba) é imersa em volume grande de água. O calor liberado da reação é então transferido para a água. Se a reação libera calor, a temperatura aumenta. Caso contrário, a temperatura diminui. Nenhum trabalho é realizado quando a reação ocorre dentro da bomba calorimétrica, mesmo quando gases forem envolvidos, pois o volume é constante e ΔV = 0, assim ΔE = q V onde, q V é o calor liberado a volume constante. Para as reações exotérmicas nós podemos escrever: Calor liberado [ pelo sistema ] = [ calor ganho pelo calorímetro ] + [ Calor ganho pela água ] Figura 1. Desenho esquemático de uma bomba calorimétrica.

3 1.1 Princípios de calorimetria Quando colocamos dois corpos com temperaturas diferentes em contato, podemos observar que a temperatura do corpo "mais quente" diminui, e a do corpo "mais frio" aumenta, até o momento em que ambos os corpos apresentem temperatura igual. Esta reação é causada pela passagem de energia térmica do corpo "mais quente" para o corpo "mais frio", a transferência de energia é o que chamamos calor. Calor é a transferência de energia térmica entre corpos com temperaturas diferentes. A unidade mais utilizada para o calor é caloria (cal), embora sua unidade no SI seja o joule (J). Uma caloria equivale à quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de um grama de água pura, sob pressão normal, de 14,5 C para 15,5 C. A relação entre a caloria e o joule é dada por: 1 cal = 4,186 J Partindo daí, podem-se fazer conversões entre as unidades usando regra de três simples. Como 1 (uma) caloria é uma unidade pequena, é comum utilizamos seu múltiplo: A quilo caloria. 1 kcal = 10³cal Destaca-se ainda, na área da química a utilização da unidade quilo joules por mol ( kj mol -1 ) para expressar quantidade de calor Calor sensível É denominado calor sensível, a quantidade de calor que tem como efeito apenas a alteração da temperatura de um corpo. Este fenômeno é regido pela lei física conhecida como Equação Fundamental da Calorimetria, que diz que a quantidade de calor sensível (Q) é igual ao produto de sua massa, da variação da temperatura e de uma constante de proporcionalidade dependente da natureza de cada corpo denominada calor específico. Esta lei esta expressa matematicamente na equação (1) a seguir: Q = m c Δt (1) Onde: Q = quantidade de calor sensível (cal ou J); c = calor específico da substância que constitui o corpo (cal g -1 C -1 ou J kg -1 C -1 ); m = massa do corpo (g ou kg) e Δt = variação de temperatura ( C). Desta forma, quando um corpo ganha energia térmica (Q > 0) e quando perde (Q < 0). Neste experimento, você não irá utilizar este tipo de calorímetro. Você montará um bem mais simples. Uma lata pequena com água será o calorímetro. Uma lata maior será usada para minimizar a perda de calor pelo movimento do ar. O calor liberado na combustão de uma vela será, então, transmitido

4 para a água no calorímetro, aumentando a sua temperatura. Entretanto, uma pequena parte o calor se dissipa com os gases formados na combustão e com o ar aquecido. Ao final do experimento você poderá comparar o calor liberado num processo físico ordinário como a solidificação da parafina e o calor de combustão da mesma através de uma vela. A energia potencial molecular diminui à medida que o calor de solidificação é removido. Nesse processo não ocorre rompimento de ligações químicas, como é o caso da combustão da vela. Reações de combustão são reações de oxirredução com desprendimento de grandes quantidades de calor. Esse calor é então aproveitado para proporcionar mais conforto para nossas vidas. Assim, o calor gerado na combustão do butano (gás de cozinha), da lenha e do carvão é utilizado para cozinhar alimentos, gerar vapor para movimentar as turbinas de uma indústria ou de uma usina termoelétrica, etc. Esse calor liberado numa reação química provém do balanço energético da ruptura de ligações químicas e da formação de novas ligações. O rompimento de ligações químicas absorve energia. E a formação de ligações químicas libera energia. Se o saldo for à liberação de calor para o meio ambiente, temos uma reação exotérmica. Caso contrário, será endotérmica. 2. Objetivos Compreender o funcionamento de um calorímetro, de modo a comparar o calor liberado na combustão de uma vela com o calor envolvido na mudança de estado de uma substância (parafina), bem como aplicar a equação fundamental da calorimetria para o cálculo da quantidade de calor envolvida em cada processo estudado. 3. Pré-laboratório Tabela 1. Alguns calores de formação a 25 C de substâncias selecionadas. Substância kj mol -1 Substância kj mol -1 CH 4(g) -74,8 H 2 O 2(l) -187,6 CH 3 OH (l) -239,0 H 2 S (g) -20,6 C 2 H 2(g) +226,0 H 2 SO 4(l) -814,0 C 2 H 4(g) +52,3 NH 3(g) -46,1 C 2 H 6(g) -84,6 NaCl (s) -412,1 CO (g) -110,5 Na 2 O (s) -415,9 CO 2(g) -393,5 O 3(g) +143,0 HCl (g) -92,3 SO 2(g) -296,8 H 2 O (g) -241,8 NH 4 Cl (s) -314,4 H 2 O (l) -285,8 SO 3(g) -395,7

5 a) Calcule o ΔH para a combustão do acetileno, a 25 C. Admita que sejam formados CO 2 gasoso e água líquida. b) Escreva a reação entre o dióxido de enxofre e oxigênio. Calcule o valor de ΔH o em kj mol -1 para reação em questão. c) Escreva a reação entre trióxido de enxofre e água. Calcule a variação de entalpia padrão a 25 C que acompanha a reação de 39,2 gramas de trióxido de enxofre com suficiente quantidade de água. d) A reação abaixo é uma das que ocorrem no processo de redução do ferro na produção de aço nos alto-fornos: Fe 2 O 3(s) + 3CO (g) 2Fe (s) + 3CO 2(g) Determine o ΔH o para esta reação a 298K, através das reações abaixo: 3Fe 2 O 3(s) + CO (g) 2Fe 3 O 4(s) + CO 2(g) FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO 2(g) Fe 3 O 4(s) + CO (g) 3FeO (s) + CO 2(g) ΔH = 46,4 kj ΔH = +9,0 kj ΔH = 41,0 kj e) A combustão de 1,048 g de benzeno em uma bomba calorimétrica submersa em 826g de água aumentou a temperatura da água de 23,64 C para 33,70 C. Com base nestes dados responda: (a) Escreva a reação de combustão envolvida devidamente balanceada. Assuma que os únicos produtos formados são dióxido de carbono e água. Calcule o calor de combustão do benzeno em kcal g -1 ; kcal mol -1 ; kj g -1 e kj mol Materiais e Métodos 4.1 Materiais e reagentes 02 Béqueres de 100 ml 01 Palito de churrasco cortado 01 Lata pequena Placa de aquecimento c/ agitação magnética 01 Lata grande 01 Garra 01 Termômetro graduado 01 Suporte universal 01 Elástico Água destilada Vela Fósforo Tubo de ensaio com parafina Porta latas de ISOPOR

6 4.2 Procedimento Experimental Parte I - Calor de combustão da vela: Pese a vela com suporte e anote a massa na tabela de dados. Pese também a lata vazia e encha-a com água da torneira até dois terços de sua capacidade máxima. Feito isso pese o conjunto lata+água e anote a massa. Monte o calorímetro conforme a Figura 2, a seguir: Figura 2. Desenho esquemático do calorímetro a ser utilizado durante o experimento (esquerda). Esquema de montagem do experimento (direita). Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante cerca de 5 minutos. Após este intervalo de tempo, apague a vela soprando-a cuidadosamente para não perder massa. Agite a água devagar com o termômetro até a temperatura estabilizar anotando a temperatura mais alta que o termômetro marcar. Pese novamente a vela com suporte. Parte II - Calor de solidificação da vela: Pese um béquer de 100 ml e anote a massa do mesmo. Acondicione-o no porta latas de ISOPOR para um melhor isolamento. Este será seu calorímetro. Pese o tubo de ensaio com a parafina no seu interior. Desconte o valor da tara indicado no rótulo do mesmo. Anote a massa de parafina contida no mesmo. Coloque o tubo em um banho-maria composto por um béquer de 100 ml contendo água, garantindo que toda a massa de parafina esteja abaixo do nível da mesma. Ajuste a placa de aquecimento para 80 o C e posicione o sensor de temperatura dentro do banho. Aqueça o sistema até que toda a parafina esteja fundida. Retire o tubo com a parafina líquida do banho-maria e espere até que o primeiro sinal de solidificação apareça (a parafina começa a apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente o tubo com a parafina no calorímetro (béquer isolado com ISOPOR ), agitando levemente a água com o próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote então a temperatura.

7 5. Resultados e Questionário Dados coletados durante o experimento: Calor de combustão Massa da vela com suporte antes de queimar (g) Massa da vela com suporte depois de queimar (g) Massa da lata interna vazia (g) Massa da lata interna com água (g) Massa de água (g) Temperatura da água antes do aquecimento ( C) Temperatura da água depois do aquecimento ( C) Variação de temperatura (Δt em o C) Calor de Solidificação Massa do tubo de ensaio (g) Massa do tubo de ensaio com parafina (g) Massa de parafina (g) Massa do béquer vazio (g) Massa do béquer com água (g) Temperatura da água antes do aquecimento ( C) Temperatura da água depois do aquecimento ( C) Variação de temperatura (Δt em o C) Questionário: a) Utilize os calores específicos da água, c = 1,00 cal g -1 ºC -1 e o da lata c = 0,10 cal g -1 ºC -1 e calcule a quantidade de calor absorvido pela água e pela lata. Expresse o resultado em kcal e em kj. b) Determine o calor de combustão da vela em kcal g -1 e em kj g -1. Expresse o resultado na forma de variação de entalpia de combustão, ΔH comb. c) Por que não é possível expressar o valor de combustão da vela em kj mol -1? d) Considerando a Parte II da aula prática, determine a quantidade de calor transmitida para a água e para o béquer (c vidro = 0,12 cal g -1 C -1 ). e) Determine o calor de solidificação da parafina em kcal g -1 e em kj g -1. f) Compare os calores de combustão da vela e o de solidificação da parafina, explique porque ΔH comb >> ΔH solid.