Então o monóxido de carbono formado nesta reação poderá ser queimado com oxigênio adicional.

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1 EXPERIÊNCIA 4 CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO 1. OBJETIVOS No final desta prática o aluno deverá ser capaz de: Compreender o funcionamento de um calorímetro. Comparar o calor liberado na combustão de uma bela com o calor envolvido na mudança de estado de uma substância (cera). Aplicar a Lei de Hess para o cálculo do calor de reação (Entalpia de reação). 2. INTRODUÇÃO Nesta experiência você poderá comparar o calor liberado num processo físico ordinário como a solidificação da cera com o calor de combustão da vela. A energia potencial molecular diminui à medida que o calor de solidificação é removido. Nesse processo não ocorre o 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. No caso de uma usina termoelétrica, o calor é utilizado para gerar energia elétrica. 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 libera energia. Se o saldo for a liberação de calor para o meio ambiente, temos uma reação exotérmica. Caso contrário, será endotérmica. Quado 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 393,5kJ de calor para cada mol de carbono consumido. C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) ΔH = - 393,5 kj O sinal do ΔH é negativo porque houve liberação de calor. Logo, a entalpia final (Hf) é menor que a entalpia inicial (Hi). Essa reação pode ser conseguida em duas etapas: primeiro, o carbono pode ser queimado na presença de uma quantidade limitada de oxigênio. C (s) + ½ 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) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) ΔH = - 283,0 kj Quando as reações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas, os correspondentes ΔH podem ser adicionados da mesma maneira. C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ΔH = - 110,5 kj CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) ΔH = - 283,0 kj C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) ΔH = - 393,5 Kj

2 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 nº de etapas ou do caminho que a conduz dos reagentes aos produtos. Uma equação, e o seu correspondente ΔH, podem ser multiplicados ou divididos pelo menos número. Exemplo: C (s) + ½ O 2 (g) CO (g) ΔH = - 110,5 kj 2 C (s) + O 2 (g) 2 CO (g) ΔH = - 221,0 kj O ΔH para uma reação pode ser expresso como a diferença das entalpias dos produtos e dos reagentes: ΔHreação = (Hprodutos) (Hreagentes) Isto significa que o sinal de ΔH muda quando uma reação é invertida, porque os reagentes tornamse 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, ΔHºreação = Σ(ΔHºf)produtos Σ(ΔHºf)reagentes Tabela 1. Alguns calores de formação a 25ºC. Substância ΔHºf(kJ/mol) Substância ΔHºf(kJ/mol) 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 Nota: ΔHºf de um elemento = 0 Exemplo: Calcule o calor de combustão do etanol C 2 H 5 OH, para formar dióxido de carbono e água. C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) O etanol libera uma quantidade considerável de calor quando queima. Experimentalmente podemos medir a quantidade de calor liberada usando uma bomba calorimétrica (calorímetro). A bomba calorimétrica é um instrumento que mede o calor liberado ou absorvido por uma reação ocorrendo a volume constante. Neste tipo de calorímetro uma câmara de aço (a bomba) é imersa em um volume grande de água. O calor liberado da reação é então transferido para a água.

3 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 = qv, onde qv = calor liberado a volume constante. Para as reações exotérmicas nós podemos escrever: [Calor liberado pelo sistema] = [Calor ganho pelo calorímetro] + [Calor ganho pela água] Para simplificar os cálculos, a quantidade de calor absorvida por um calorímetro é geralmente expressa como o equivalente em água, que é a quantidade de calor que o calorímetro absorve por grau de temperatura. O equivalente em água do calorímetro é determinado queimando uma amostra que produz uma quantidade conhecida de calor, e medindo o aumento de temperatura do calorímetro. Por exemplo, a queima de 1,000 g de um composto produz 2,196 kcal de calor, que aumenta a temperatura do calorímetro e de suas g de água por 0,629ºC, então; [Calor ganho pelo calorímetro] = [Calor liberado pela amostra] - [Calor ganho pela água] = 2196 cal (3000 g) (1,000 cal/gºc) (0,629) = (2196) (1887) = 309 cal Agora podemos determinar a quantidade de água que absorveria a mesma quantidade de calor causando a mesma variação de temperatura. m c ΔT = Q m x 1,00 x 0,629 = 309 m = 491 g de H 2 O Assim, o equivalente em água do calorímetro é 491 g. Isso significa que a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura das partes internas do calorímetro de 1,00 ºC é a mesma quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 491 g de água de 1,00 ºC. Nesta experiência, você não utilizará este tipo de calorímetro. Você montará um calorímetro bem mais simples, como o que aparece na figura 1. Uma lata pequena com água será o calorímetro. Uma lata maior será usada para minimizar a perda de calor pelo movimento do ar. Figura 1. Representação da montagem de um calorímetro rústico. O calor liberado na combustão de uma vela será, então, transmitido para a água no calorímetro, aumentando sua temperatura. Entretanto, uma pequena parte do calor se dissipa com os gases formados na combustão e com o ar aquecido. 3. MATERIAL

4 Balança Termômetro Garra Vela Bastão de Vidro Mufa Suporte para Vela Béquer de 150 ml Tubo de ensaio pesado e com cera Latas Chapa de aquecimento 4. PROCEDIMENTO A. Calor de combustão da vela. 1. Pese a vela com suporte e anote a massa na folha de dados. Pese também a lata vazia e encha-a com água até 2/3. Agora pese a lata com água. Vá anotando todas as massas e utilize sempre a mesma balança. Monte o calorímetro conforme a figura 1, e meça a temperatura da água. 2. Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante mais ou menos 5 minutos. Após esse intervalo de tempo, apague a vela soprando-a cuidadosamente, para não perder massa. Agite a água devagar com o termômetro até que a temperatura pare de subir. Anote então a temperatura mais alta que o termômetro marcar e pese novamente a vela com o suporte. Anote os dados. B. Calor de solidificação da vela. Uma quantidade de cera contida em um tubo de ensaio é aquecida até a completa fusão, quando então, o tubo com cera é imerso em um béquer com água, O calor liberado durante a solidificação da vela será transmitido para a água do béquer, aumentando sua temperatura. 1. Pese o tubo com a cera dentro, com precisão de 0,01 g. O tubo de ensaio vazio já foi pesado e o seu peso está anotado no próprio tubo. Anote esses pesos na folha de dados. 2. Coloque o tubo com a cera dentro da lata pequena. A mesma do item A. Coloque água até que toda a cera fique imersa (figura). Aqueça-a até a sua completa fusão. Vá devagar, não aqueça demais. Figura 2. Tubo com cera imersa na água do calorímetro. 3. Pese um béquer vazio de 150 ml com precisão de 0,01 g. Esse béquer será o calorímetro da 2ª parte. Coloque 100 ml de água, suficiente para cobrir a cera do tubo (figura). Meça a temperatura da água e pese o béquer com a água. 4. Retire o tubo com a cera líquida do banho maria e espere até que o primeiro sinal de solidificação apareça (a cera começa a apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente o tubo com a cera no béquer de 150 ml, que serve de calorímetro, agitando levemente a água com o próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote então a temperatura máxima. OBS: Nesta experiência não foram gerados resíduos químicos.

5 5. PRÉ-LABORATÓRIO 1. Calcule Hº para a combustão do acetileno, C 2 H 2 a 25 ºC. Admita que são formados CO 2 gasosos e H 2 O líquido. Utilize a tabela 1, calores de formação a 25 ºC. 2. O dióxido de enxofre, SO 2, é um gás poluente existente em regiões industriais. Ele pode ser removido e oxidado a anidro sulfúrico, SO 3, que tem importância comercial. Calcule o Hº por mol para a reação de SO 2 com O 2 (g): 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) 3. Calcule a variação de entalpia padrão a 25 ºC ( Hº) que acompanha a reação de 39,2 g de SO3 com suficiente quantidade de água: SO 3 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (l) 4. A reação abaixo é uma das que ocorrem no processo de redução do ferro na produção de aço nos alto-fornos: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) Determine ΔHº para esta reação a 298 K dados os valores de ΔHº para as reações abaixo: 3 Fe 2 O 3 (s) + CO (g) 2 Fe 3 O 4 (s) + CO 2 (g) ΔHº = -46,6 kj FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO 2 (g) ΔHº = 9,0 kj Fe3O4 (s) + CO (s) 3 FeO (s) + CO 2 (g) ΔHº = - 41,0 kj 5. A reação que ocorre durante a descarga de uma bateria típica de automóvel é: Pb (s) + PbO 2 (s) + 2 H2SO 4 (aq) 2 PbSO 4 (s) + 2 H 2 O (l) Determine o ΔHº para a reação utilizando a seguinte informação: SO 3 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 4 (aq) Pb (s) + PbO 2 (s) + 2 SO3 (g) 2 PbSO 4 (s) ΔHº = -133 kj ΔHº = -775 kj 6. A combustão de 1,048 g de benzeno, C 6 H 6 (l) em uma bomba calorimétrica submersa em 826 g de água, aumentou a temperatura da água de 23,64 ºC para 33,70 ºC. O equivalente em água do calorímetro é 216g de água. 7. Nessa experiência você usa um calorímetro bem simples. Os resultados que você obterá serão maiores ou menores do que aqueles que obteria se utilizasse um calorímetro melhor? Por quê?

6 EXPERIMENTO 4 EQUIPE: TURMA: DATA: Nº BANCADA: Parte A: Calor de combustão Massa da vela com suporte antes de queimar (g): Massa da vela com suporte depois de queimar (g): Massa da lata vazia (g): Massa da lata com água (g): Parte B: Calor de solidificação Massa do tubo de ensaio (g): Massa do tubo de ensaio com cera (g): Massa do béquer vazio (g): Massa do béquer com água (g):

7 EXPERIMENTO 4 EQUIPE: TURMA: DATA: Nº BANCADA: Parte A: Calor de combustão Massa da vela com suporte antes de queimar (g): Massa da vela com suporte depois de queimar (g): Massa da lata vazia (g): Massa da lata com água (g): Parte B: Calor de solidificação Massa do tubo de ensaio (g): Massa do tubo de ensaio com cera (g): Massa do béquer vazio (g): Massa do béquer com água (g):