FISICO-QUIMICA - Aula Pratica III

FISICO-QUIMICA - Aula Pratica III

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Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas – CCET Química Licenciatura Plena

Prática I: Construção de um calorímetro de mistura Prática IV: Determinação do calor de neutralização

Jéssica S. Costa Walber G. G. Júnior

BOCAIÚVA – MG Maio / 2012

I. Introdução

Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento.

Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor (liberada ou absorvida), a pressão constante, na transformação através da expressão:

dQp = Cp . dT

Onde: dQ = variação infinitesimal (inexata) de calor (liberado ou absorvido) a pressão constante; Cp é a capacidade calorífica a pressão constante; dT = variação infinitesimal de temperatura.

Na termodinâmica e físico-química, a termoquímica, também chamada de termodinâmica química, é o ramo da química que estuda o calor (energia) envolvido, seja absorvido, seja produzido, nas reações químicas e quaisquer transformações físicas, tais como a fusão e a ebulição, baseando-se em princípios da termodinâmica. A termoquímica, genericamente, é relacionada com a troca de energia acompanhando as transformações, tais como misturas, transições de fases, reações químicas, e incluindo cálculos de grandezas tais como a capacidade térmica, calor de combustão, o calor de formação, a entalpia e a energia livre.

Uma reação na qual o calor é perdido pelos reagentes para o meio, é dita exotérmica (∆H < 0); aquela onde o calor é absorvido é chamada de endotérmica (∆H > 0).

A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a pressão constante, é chamada de entalpia de reação (ΔH). A entalpia de uma reação entre um ácido forte de Arrhenius (AH) e uma base forte de Arrhenius (COH) é denominada calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se completamente dissociados e o calor de neutralização é igual, em módulo, ao calor de dissociação da água.

(aq)∆H° = 57,266 kJ / mol

I. Objetivos Construir um calorímetro de mistura e determinar sua capacidade calorífica.

Determinar calor de neutralização de um ácido forte por uma base forte.

I. Materiais e reagentes Garrafa térmica

Água destilada

Gelo

Proveta

Béquer

Termômetro

Cronômetro

Solução de ácido clorídrico 0.25 mol . L -1 – HCl(aq)

Solução de hidróxido de potássio 0.25 mol . L -1 _

Recipientes térmicos

Pipetas

Erlenmayer

IV. Procedimento experimental

Montou-se o calorímetro de mistura, utilizando-se a garrafa térmica, conforme a Figura I.

Figura I. Calorímetro de mistura.

Colocaram-se no frasco térmico 200 mL de água destilada à temperatura ambiente. Agitou-se, moderadamente, a água. Mediu-se sua temperatura em intervalos de 30 segundos até se obter uma temperatura constante.

Mediu-se a temperatura de 50 mL de água gelada. Adicionou-se, rapidamente, a água gelada à água contida no calorímetro. Agitou-se a mistura imediatamente, fizeram-se leituras de temperatura a cada 30 segundos até obter-se um valor constante.

Utilizaram-se dois calorímetros A e B. Adicionaram-se 210 mL de

Repetiu-se o mesmo procedimento três vezes.

HCl 0,25 mol . L -1 e 200 mL de KOH 0,25 mol . L -1 , respectivamente, aos calorímetros.

Mediu-se a temperatura do ambiente.

Fizeram-se leituras da temperatura, em intervalos de 30 segundos, da solução de ácido clorídrico.

Mediu-se a temperatura da solução de hidróxido de sódio, com o mesmo procedimento ao qual se mediu na solução de ácido clorídrico.

Transferiu-se toda a solução de ácido clorídrico, contido no calorímetro A, para calorímetro B. Mediu-se a temperatura da mistura, em intervalos de 30 segundos, até a temperatura ficar constante, e aguardou-se a temperatura decair. Repetiu-se esse processo duas vezes.

V. Resultado e discussão

No processo I, obtiveram-se temperaturas de 26 °C e 8 °C para a água à temperatura ambiente e para a água gelada, respectivamente . Conforme a Tabela I, as leituras das temperaturas da água à temperatura ambiente e da água em equilíbrio térmico, contidas no calorímetro.

Tabela I – Temperaturas da água em intervalos de 30 segundos.

Temperatura (°C)

Tempo (s) Água à temperatura ambiente Em equilíbrio térmico

Considerou-se o fato da conservação de energia, o calor ganho pelo corpo frio é igual, em modulo, ao calor perdido pelo corpo quente e pelo calorímetro, a fim de se obter o equilíbrio térmico. Esta igualdade é representada pela Equação I.

Qcedido – Qrecebido = 0Equação I.

Qcedido(água quente) – [Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria)] = 0 m’(T – T’) = m”(T”- T) + C(T” – T)

Em que m’ e m” são as massas dos corpos frio e quente, respectivamente; T, T’ e T” são as temperaturas no equilíbrio térmico, do corpo frio e do corpo quente, respectivamente e C é a capacidade calorífica do calorímetro.

Sabendo-se que m = ρV, substituindo na Equação I, e isolando-se C temos.

As densidades da água nas temperaturas de 24 °C e 8 °C são 0,99732 g . mL -1 e

0,98 g . mL -1 , respectivamente, logo C assume um valor de 17,1767cal . °C -1

No processo I, obtiveram-se temperaturas de 28 °C e 8 °C para a água à temperatura ambiente e para a água gelada, respectivamente . Conforme a Tabela I, as leituras das temperaturas da água à temperatura ambiente e da água em equilíbrio térmico, contidas no calorímetro.

Tabela I – Temperaturas da água em intervalos de 30 segundos.

Temperatura (°C)

Tempo (s) Água à temperatura ambiente Em equilíbrio térmico

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