Introdução. Um novo jeito de se aprender química Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia

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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): Helan Carlos Silva Oliveira Relatório entregue 29/06/2012 Introdução Antigamente, o calor era entendido como sendo um fluido chamado calórico, que fluía de uma substância quente a uma mais fria. O engenheiro francês Sadi Carnot que ajudou a estabelecer as bases da termodinâmica, acreditava que o trabalho resultava de um fluxo de calórico, como a água gira uma roda d água. Não muito após Carnot ter proposto suas ideias, no começo do século XIX, o físico inglês James Joule sugeriu que o calor é uma forma de energia, e através de suas pesquisas propôs que calor e trabalho são formas de energia e que um pode converte-se no outro. Da mesma forma, graças às pesquisas de Joule, do físico alemão Rudolf Clausius ( ) e do físico britânico William Thomson Kelvin ( ), descobriu-se que o calor é a energia transferida de um corpo mais quente para outro mais frio em decorrência da diferença de temperatura entre eles. A temperatura é, então, uma grandeza que permite avaliar o grau de agitação das partículas de um corpo e é diretamente proporcional ao movimento delas, pois quanto mais energia uma substância possui, maior é o movimento de seus átomos e de suas moléculas, ou seja, maior sua energia cinética. Entretanto, a este movimento está associado um certo tipo de energia, denominada energia térmica. A energia térmica total em um objeto é senão, a soma das energias térmicas individuais de todos os átomos, moléculas ou íons neste objeto. O calor é um termo comum, bastante confundido com temperatura, mas que em Termodinâmica tem um significado preciso e importante: é a ciência do calor e do trabalho que estuda os processos em que há transformação de energia, bem como o comportamento dos corpos nestas transformações. O calor, por sua vez, é a energia transferida em consequência de uma diferença de temperatura: a energia flui na forma de calor de uma região de temperatura alta para uma região de temperatura mais baixa. 1

2 Segundo Atkins (2001), a termodinâmica baseia-se em experimentos nos quais a energia é transformada de uma forma para outra e transferida de um lugar a outro. E para obter informações sobre a energia ocorre uma divisão em duas regiões: sistema e vizinhança. Em que sistema é definido como objeto ou conjunto de objetos sendo estudado; a vizinhança, por sua vez, inclui tudo o que esteja fora do sistema e que possa trocar energia com ele. Quando isso ocorre, a energia interna do sistema (que é a sua capacidade de realizar trabalho) também pode ser alterada. Deste modo, a quantidade de calor (ΔQ) recebida pelo sistema ou cedida por ele será igual à variação da sua energia interna. Um sistema pode ser aberto, fechado ou isolado. Um sistema aberto pode trocar energia e matéria com as vizinhanças. O sistema fechado tem uma quantidade fixa de matéria, mas pode trocar energia com a vizinhança. Enquanto o sistema isolado não tem contato com as vizinhanças, ou seja, um sistema rigorosamente obstruído, com paredes isolantes, que recebe o nome técnico de parede adiabática (Atkins). A quantidade de energia transferida como calor é medida em joules, J. Entretanto, a unidade de energia que é largamente usada é a caloria (cal). A definição original de 1 caldizia que é a energia necessária para elevar a temperatura de 1 g de água em 1ºC, onde um 1 cal = 4,184 J. Os corpos diferentes necessitam de diferentes quantidades de calor para elevar sua temperatura em 1 C. Essa quantidade de calor é denominada capacidade térmica C, também conhecida como capacidade calorífica. Conhecidas a capacidade térmica do sistema e a variação de temperatura ocorrida, é possível medir a quantidade de energia liberada ou recebida: ΔQ = C. ΔT A Calorimetria é o nome dado à medida experimental para verificar a transferência de calor durante um processo físico ou químico. Este procedimento pode ser realizado com o auxílio de um aparelho chamado calorímetro, que tem a propriedade de não efetuar trocas de calor com o ambiente. As medidas baseiam-se nas trocas de calor e no equilíbrio térmico neste sistema entre as substâncias contidas no seu interior. 2

3 De acordo com o Princípio da Conservação de Energia, num sistema termicamente isolado (caso do calorímetro), a quantidade de calor trocada entre os corpos é tal que a soma da quantidade de calor ΔQ recebida com a quantidade de calor cedida é nula, pois que elas são iguais: Qrecebida - Qcedida = 0 Qcedido(água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido(água fria) = 0 Quando se realizam medidas térmicas é necessário ter em conta que, quando alguma transformação é realizada em um calorímetro, parte da energia liberada é gasta no aquecimento dos componentes do aparato. Por isso, deve-se conhecer a capacidade calorífica do calorímetro Ccal. Essa medida pode ser facilmente realizada utilizando-se água, pois sua capacidade calorífica é conhecida, sendo seu valor de 4,184 Jg -1 C -1. Para tais cálculos, considera-se que o calor cedido por uma massa conhecida de água numa temperatura (t1), é absorvido pelo calorímetro que está a uma temperatura (t2), isto é: Qcal = - QH2O Após o sistema entrar em equilíbrio térmico a temperatura final do conjunto calorímetro/água é (tf), então a capacidade calorífica do calorímetro pode ser determinada da seguinte relação: Ccal(tf-t2) = -m ch2o(tf-t1) Onde:Ccal é a capacidade calorífica do calorímetro; m = massa de água utilizada; ch2o = calor especifico da água. O calor envolvido em transformações químicas cumpre um papel essencial do ponto de vista tecnológico ( produção de energia mediante consumo de combustível), do ponto de vista metabólico (o balanço energético do organismo, a biossíntese de 3

4 moléculas), no controle termodinâmico das reações, do ponto de vista químico-analitico (análise térmica), etc. 1.0 Objetivo 1.1 Determinar a constante calorimétrica de um calorímetro simples. 1.2 Determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio. 2.0 Materiais 2.1 Béqueres de 100 ml. 2.2 Provetas de 100 ml. 2.3 Calorímetro de isopor com capacidade para 200 ml. 2.4 Termômetro. 2.5 Bastão de vidro. 2.6 Balança analítica. 2.7 Manta elétrica. 2.8 Espátula. 3.0 Soluções e Reagentes 3.1 Hidróxido de sódio em lentilhas. 4

5 4.0 Procedimento 4.1 Determinação de constante calorimétrica Colocou-se no calorímetro 50 ml de água fria (temperatura ambiente), medindo sua temperatura dessa água (T1) em seguida. Depois aqueceu 50 ml de água em um béquer até a temperatura de 70º C (T2). Adicionou-se rapidamente a água quente à água fria no calorímetro, tampando-o e agitando-o para homogeneização da solução resultante. Observou-se a variação de temperatura do sistema. Quando alcançou um valor constante, anotou-se atemperatura final da mistura (T3). Repetiu-se as medições por mais três vezes e calculou-se a média das variações das temperaturas ( T s) entre a mistura e a água fria como da água quente e a mistura, que foram utilizadas para calcular a constante calorimétrica. 4.2 Calor de dissolução do hidróxido de sódio em água Mediu-se com uma proveta 100 ml de água destilada, colocando no calorímetro, agitou-o e mediu a temperatura até se tornar constante (TA). Em seguida, pesou 4,04 g de Na(OH) transferindo rapidamente para o calorímetro. Agitou e anotou-se a temperatura atingida (TB). 5

6 5.0 Resultados e Discussão 5.1 Determinação de constante calorimétrica Pelo fato da calorimetria estudar o calor transferido durante um processo físico ou químico, baseando-se na Primeira Lei da Termodinâmica, que a energia interna de um sistema isolado é constante. Essas medidas calorimétricas são realizadas para determinar a condutividade térmica ou capacidade calorífica de materiais, bem como ganhos e perdas de energia decorrentes de transformações físicas ou químicas. Por isso foi calculado, a partir dos dados encontrados no experimento para determinação da constante calorimétrica. Observe a Tabela 1 abaixo: Tabela 1. Dados experimentais de temperaturas de água fria, água quente, mistura e suas respectivas médias. T1(água fria,ºc) T2 (água quente,ºc) T3 Taf (T3-T1) Taq (T2-T3) (mistura,ºc) ºC ºC

7 Média24, ,2 23 Fonte: Dados coletados pelos discentes no experimento de Química Inorgânica A partir da média das temperaturas da água fria e agua quente, obtem-se a média a variação da temperatura ( T) das mesmas. Como a quantidade de calor cedido é igual à quantidade de calor recebido pelas espécies presentes no sistema, resulta ao aplica a seguinte fórmula: Qcedido - Qrecebido = 0 Qcedido água quente [Qrecebido pelo calorimetro + Qrecebido água fria] = 0 Maq.CH2O.( Taq) + Mcal.Ccal.( Taf) + Maf. CH2O.( Taf) = 0 Maq x 4,184 J g -1 ( C) -1 ΔTaq = Maf x 4,184 J g -1 ( C) -1 ΔTaf + C.ΔTaf Ccal= 4,18[(Maq. Taq) (Maf. Taf) Taf Aplicando essa formula, onde: Maq = massa da água quente (g) Maf = massa da água fria (g) Taq = variação da temperatura da água quente (ºC) Taf= = variação da temperatura da água fria (ºC) Ccal = constante calorifica do calorímetro (J) CH2O = 4,184 J.g -1. (ºC) -1 C cal = 4,18[(m aq T aq ) (m af T af )] T af 7

8 C cal = 4,18[(50 23) (50 22,25)] 22,25 C cal = 7,04J. C 1 Portanto, a capacidade calorifica do calorímetro é 7,04 J.ºC Calor de dissolução do hidróxido de sódio em água Para execução desse experimento foi pesado a massa do hidróxido de sódio (NaOH), mediu-se a temperatura da agua fria e posteriormente da solução (agua fria e NaOH). Obtendo-se os seguintes resultados: Massa do NaOH (g) TA(água fria,ºc) TB(mistura,ºC) 4, Como o hidróxido de sódio(naoh) é um composto muito higroscópico, além de ser totalmente ionizado, isto é, dissocia-se em solução aquosa em forma do cátion Na + e hidroxilaoh -, sendo ele solvatado. Por isso no experimento calculou-se o calor de dissolução do NaOH, adicionando-se 4,0 g deste sólido no interior do calorímetro, contendo 100 ml de água fria. Ao observar a reação de dissolução do hidróxido de sódio, percebeu-se que ela é exotérmica, isto é, esse composto liberou calor, sendo confirmado através da variação de temperatura da água de 24ºC para 34ºC, uma elevação de 10ºC.Obsereve a fórmula: Hreação de dissolução do NaOH= TB - TA Hreação de dissolução do NaOH = = 10 ºC O calor liberado pela dissolução de 4,0 g de NaOH é absorvido em parte pela água e em parte pelo calorímetro. O calor absorvido pela água pode-se calcular pela seguinte fórmula: Qreação + Qsolução + Qcalorímetro = 0 Qreação= - (Qsolução + Qcalorímetro) 8

9 Qreação= -[4,184.Msol. (Tb Ta) + Ccalorímetro. (Tb Ta)] Qreação=- [4, (34 24) + 7,04. (34 24)] Qreação=- [ ,4] Qreação= - 4,2809 KJ Sendo que: Qreação: calor liberado pela reação Msol: massa da solução (água + NaOH) Ccalorímetro: capacidade calorífica do calorímetro Como já esperando, através do conhecimento prévio de que o NaOH tem uma reação exotérmica, esse resultado com o sinal negativo ratifica esse conceito de que houve perda de energia do NaOH para a água fria. A partir da massa molar do hidróxido de sódio, determina-se o calor de dissolução do mesmo aplicando a regra de três: MM do NaOH: = 40 g/mol 4,281KJ 4,0g de NaOH X 40 g/mol X = -42,81 KJ/mol Sendo X = calor de dissolução do NaOH. O valor encontrado para o calor de dissolução do hidróxido de sódio na água encontrado no experimento foi de -42,81 KJ/mol, valor que se aproximou bastante da encontrada na pesquisa literária, que foi de -44,45 KJ/mol. Através aplicação do cálculo para averiguar o erro experimental, encontrou-se: 9

10 -44,45 100% -42,81 x x = 96,3 % Sendo assim o erro experimental é:100% - 96,3% = 3,7% O valor de 3,7% de erro experimental na dissolução do NaOH em água, pode ter ocorrido devido a imprecisão do termômetro utilizado. Conclusão O experimento foi satisfatório, pois através de um calorímetro simples como o utilizado no experimento foi possível obter a constante do calorímetro e determinar o calor de dissolução do hidróxido de sódio em água, o qual se aproximou da pesquisada na literatura. Referências ATKINS, P. Principios de Química Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Trad. Ignez Caracelli [et al]. Vol Único. São Paulo: RUSSEL, J. B. Química Geral. Trad. Divo L. Sanioto [et al]. Vol Único. São Paulo: Mc Graw Hill do Brasil,

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