3

1. OBJETIVO

A aplicar alguns conceitos vistos na primeira lei da termodinâmica. Aplicar também

conceitos de calorimetria e termoquímica. Determinar o ∆Н de dissolução de sais (NH4Cl e

NaOH) . Determinar o ∆Н de neutralização (entre um ácido e uma base - HCl e NaOH)

2. INTRODUÇÃO

Embora o Homem haja, provavelmente, falado de calor e de temperatura desde muito

tempo como sendo a mesma coisa, somente no século XVIII é que se fez a distinção clara

entre esses dois conceitos. No princípio, fazia apenas a distinção entre “quente” e “frio”, já

que experimentava sensações térmicas diferentes com a presença ou com a ausência, primeiro

do sol e, depois do fogo, respectivamente. Na medida em que o homem entendeu a diferença

entre Calor e Temperatura, passou também a desenvolver instrumentos para medir o calor,

instrumentos esses denominados calorímetros.

As primeiras medidas da capacidade calorífica foram medições dos calores

específicos, realizadas através do método de mistura, no qual uma determinada quantia de

uma substância aquecida e de uma substância fria (que era geralmente água) era misturada. As

temperaturas iniciais das substâncias separadas e a temperatura final da mistura eram

observadas.

Neste relatório iremos abordar conceitos da 1° lei da termodinâmica, aplicar conceitos

de calorimetria e termoquímica. Na parte experimental determinaremos a constante do

calorímetro, o ∆Н de dissolução de sais, tais como o (NH4Cl e NaOH) e, o ∆Н de

neutralização entre um ácido e uma base - HCl e NaOH).

3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

3.1 O primeiro princípio da termodinâmica

O primeiro princípio da termodinâmica enuncia que, nos sistemas isolados (um

sistema está isolados quando limitado por paredes adiabáticas, ou seja, quando não pode

trocar energia por calor com a vizinhança), a quantidade total de energia é constante ou, o que

4

é equivalente, que a energia total do universo (sistema mais meio exterior) é constante. Isto

significa que, quando num sistema isolado ocorre uma reação química e a temperatura do

sistema aumenta, terá de se admitir que a energia interna dos produtos é inferior à dos

reagentes e que a diferença (∆U) corresponde ao calor libertado(que explica a subida de

temperatura).

3.2 Termoquímica

É o estudo do calor produzido ou consumido nas reações químicas. É um ramo da

termodinâmica, pois o vaso da reação e seu conteúdo constituem um sistema, e as reações

químicas provocam trocas de energia entre o seu sistema e suas vizinhanças. Assim, podemos

usar a calorimetria para medir o calor produzido ou absorvido numa reação e identificar

como a variação de energia interna (se a reação ocorrer a volume constante) ou como variação

de entalpia (se a reação ocorrer à pressão constante). Inversamente, se (∆U) ou (∆H) forem

conhecidas para certa reação, será possível calcular a quantidade de energia (na forma de

calor) que a reação pode produzir. Um processo que libera calor para as vizinhanças

(aquecendo-as) é exotérmico, e outro que absorve calor (resfriando as vizinhanças) é

endotérmico. Como a liberação de calor corresponde à diminuição da entalpia de um sistema

(a pressão constante), podemos dizer que num processo exotérmico a pressão constante

. Inversamente, uma vez que a absorção de calor provoca a elevação de entalpia do

sistema, num processo endotérmico à pressão constante temos .

3.3 Entalpia

A variação de entalpia depende de vários fatores tais como: estado de agregação dos

componentes (sólido, líquido ou gasoso), da pressão e temperatura e da natureza da natureza

da transformação.

Dado a entalpia depender do estado de agregação das substancia, é conveniente definir

estados padrões. O estado padrão de uma substancia, numa certa temperatura, é o da

substancia na sua forma pura sob pressão de 1 bar.

Para os sólidos, o estado padrão é a sua forma mais estável, a 1 bar e temperatura

especificada.

5

Para os líquidos, o estado padrão é a forma mais estável a 1 bar e temperatura

especificada.

Para os gases, o estado padrão é o gás a 1 bar. Considera-se geralmente a temperatura

padrão de 25 °C, ou 298.15 K.

A variação de entalpia padrão, ΔH°, corresponde à variação de entalpia num processo

em que todas as substâncias envolvidas se encontram no respectivo estado padrão, no estado

inicial e no estado final.

3.4 Calorimetria

Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O

aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, um dos 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.

Cabe mencionar que não se pode medir diretamente o calor, entretanto, sabe-se que

quando um corpo recebe calor sua temperatura aumenta. Sob certas condições, medindo a

variação de temperatura (ΔT) podemos medir indiretamente a quantidade de calor (Q)

envolvida numa transformação. Define-se capacidade térmica (C) de um corpo justamente

como sendo a relação entre Q e ΔT.

, pode-se mostrar experimentalmente que a capacidade

térmica (C) de um corpo depende da sua massa (m). Se dividirmos C por m, obtemos o que

definimos como sendo o calor especifico (c) da substancia da qual ele é composto.

Substituindo essa expressão na de cima, obtemos.

(1)

Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é

possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na transformação através da

expressão acima citada onde:

(1) Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal), m = massa da substância (g),

6

c = calor específico da substância (J/g °C ou cal/g °C) e t = variação de temperatura.

Em laboratório, os experimentos de calorimetria em geral são realizados em calorímetros.

Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do Calorímetro

Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que

está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A

calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água

fria e quente.

Entalpia (ou calor) de Dissolução de hidróxido de sódio em água

Ao se dissolver uma substância em água, ou em outro solvente, pode ocorrer liberação

ou absorção de calor. As bases iônicas são substâncias que em água se dissociam em seus íons

correspondentes e esta dissociação ocorre com liberação de calor.

Entalpia (ou calor) de Neutralização de um ácido forte e uma base forte

Os ácidos fortes e as bases fortes em solução diluída estão praticamente 100%

ionizados e dissociados em seus respectivos íons e, na reação de neutralização entre eles, a

única reação que ocorre é a equacionada abaixo. Como consequência, a H de neutralização

entre ácidos fortes e bases fortes é constante e seu valor é –57,8 kJ por mol de água formada.

H de neutralização é a variação de entalpia da neutralização de 1mol de íons H+ (aq) por 1mol

de íons OH-(aq).

Os calorímetros são recipientes com paredes formadas por materiais isolantes

térmicos.

7

8

4. DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DO CALORÍMETRO

4.1 MATERIAIS

Becker;

Bico de Bunsen;

Calorímetro;

Termômetro;

Proveta de 50 ml;

Fita adesiva;

Papel higiênico;

4.2 REAGENTES

Água destilada;

4.3 PROCEDIMENTO

O calorímetro usado foi adaptado a partir de um copo de isopor, que funciona como

um frasco Dewar, conforme a figura abaixo:

Figura 1

9

Montou-se o calorímetro e testou-se como abrir e fechar, tomando cuidado para não

quebrar o termômetro. Precisou-se enrolar um pequeno pedaço de papel higiênico no

termômetro e prender com fita adesiva para que ele ficasse suspenso na solução de modo que

não tocasse o fundo do copo de isopor e assim evitando também a saída de calor. Em seguida,

mediu-se a temperatura do calorímetro vazio (Tcal, v = 29,5° C). Providenciou-se cerca de 50

ml de água fria cuja temperatura era (TH2O, f = 27,0° C) e colocou-se dentro do calorímetro. Em

seguida ambientou-se uma proveta com água quente, onde medimos 50 ml de água quente

cuja temperatura era (TH2O, q = 44,0° C) e adicionou-se dentro do calorímetro. Com o

termômetro adaptado a tampa do calorímetro, fechou-o imediatamente e agitou-se a mistura e

anotou-se a temperatura a cada 30 segundos até atingir o equilíbrio térmico onde a

temperatura constatada foi de Teq. = 35,0° C.

5. DETERMINAÇÃ DO ∆H DE DISSOLUÇÃO

5.1 MATERIAIS

Calorímetro;

Proveta;

Espátula;

Becker;

Balança analítica;

5.2 REAGENTES

Água destilada;

Hidróxido de sódio P.A.;

Cloreto de amônio P.A.;

5.3 PROCEDIMENTO

10

Novamente o calorímetro usado foi adaptado a partir de um copo de isopor, que

funciona como um frasco Dewar, conforme a figura abaixo:

Figura 2

Montou-se o calorímetro e testou-se como abrir e fechar, tomando cuidado para não

quebrar o termômetro. Precisou-se enrolar um pequeno pedaço de papel higiênico no

termômetro e prender com fita adesiva para que ele ficasse suspenso na solução de modo que

não tocasse o fundo do copo de isopor e assim evitando também a saída de calor. Em seguida

mediu-se a temperatura do calorímetro vazio (Tcal, v = 29,0° C). Pesou-se 5,39 g de NH4Cl

considerando concentração final de 1,0 mol.L-1 em um volume de 100 ml de água destilada.

Usando uma proveta ambientada com água a temperatura ambiente, mediu-se 100 ml de água

destilada cuja temperatura era: (T H2O, F = 27,0° C). Transferiu-se esta água para o calorímetro.

Rapidamente, adicionou-se o sal, tampou-se e agitou-se constantemente. Anotou-se a

temperatura a cada 30 segundos até atingir o equilíbrio térmico onde a temperatura constatada

foi de Teq. = 24,0° C.

Descartou-se a solução e lavou-se o calorímetro para ser usado novamente. Mediu-se a

temperatura do calorímetro vazio ((Tcal, v = 23,0° C). Pesou-se 4,0133 g de NaOH

considerando concentração final de 1,0 mol.L-1 em um volume de 100 ml de água destilada.

Usando uma proveta ambientada com água a temperatura ambiente, mediu-se 100 ml de água

destilada cuja temperatura era: (T H2O, F = 27,0° C). Transferiu-se esta água para o calorímetro.

Rapidamente, adicionou-se o base, tampou-se e agitou-se constantemente. Anotou-se a

temperatura a cada 30 segundos até atingir o equilíbrio térmico onde a temperatura constatada

foi de Teq. = 35,0° C.

11

6. DETERMINAÇÃO DO ∆H DE NEUTRALIZAÇÃO

6.1 MATERIAIS

Calorímetro;

Becker;

Termômetro;

Proveta;

6.2 REAGENTES

Hidróxido de sódio;

Ácido Clorídrico;

Termômetro;

6.3 PROCEDIMENTO

Novamente o calorímetro usado foi adaptado a partir de um copo de isopor, que

funciona como um frasco Dewar, conforme a figura abaixo:

Figura 3

12

Montou-se o calorímetro e testou-se como abrir e fechar, tomando cuidado para não

quebrar o termômetro. Em seguida mediu-se a temperatura do calorímetro vazio (T cal, v = 25,0°

C). Em seguida mediu-se a temperatura de 50 ml de solução de hidróxido de sódio (27,0ºC),

mediu-se também a temperatura de 50 ml de solução de ácido clorídrico (27,5ºC). Logo após

transferiu-se a solução de ácido clorídrico e hidróxido sódio para o calorímetro fechando-o

imediatamente, agitou-se e mediu-se a temperatura de equilíbrio (Teq = 34ºC).

7. RESULTADOS E DISCUSSÕES

7.1 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DO CALORÍMETRO

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para a determinação da constante C.

Temperatura inicial no calorímetro vazio 29,5°C

Temperatura da água fria 27,0°C

Temperatura da água quente 44,0°C

Volume da água fria 50 mL

Volume da água quente 50 mL

Temperatura de equilíbrio 35°C

Com base na tabela acima, podemos efetuar os seguintes cálculos:

Cálculo da massa de água fria:

A densidade da água (d) á 27,0° C é 0,9965166 g.cm-3.

Com isso calculamos a massa de água fria de acordo com a expressão:

Substituindo os dados na expressão, tem-se:

13

Sabendo que , para a água fria temos:

Logo:

Cálculo da massa de água quente:

A densidade da água (d) á 44,0° C é 0,99063 g.cm-3.

Com isso pode-se calcular a massa de água quente de acordo com a expressão:

Substituindo os dados obtidos na expressão, tem-se:

14

Sabendo que , para a água quente temos:

Logo:

Como a soma algébrica dos calores trocados (recebidos e cedidos) é igual à zero, obtém-se a

expressão:

E isolando , tem-se:

Substituindo os valores de q já encontrados, temos:

Calculou-se a variação de temperatura do calorímetro sabendo-se que

, logo:

15

De acordo com a expressão e isolando a constante do calorímetro C a expressão

fica:

Substituindo-se os valores encontrados, tem-se:

7.2 DETERMINAÇÃO DO ∆H DE DISSOLUÇÃO DO NH4Cl

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para a determinação do ∆H de dissolução do NH4CL.

100 mL

5,39 g

1,0 mol. L-1

27,0°C

24,0°C

De acordo com a reação de dissolução de NH4Cl, tem-se:

Efetuou-se os cálculos para sabermos a massa de NH4Cl necessária para obtermos uma

solução de 100 ml cuja molaridade era de 1,0 mol.L-1. Logo:

16

Porém pesou-se 5,39 g, onde houve um pequeno aumento na molaridade.

Utilizando a fórmula da densidade calculamos a massa do solvente.

0,9965166 . 0,1

0,09965166

99651,66

99,65

Com este dado calculamos a massa da solução.

99,65 + 5,39

105,04

Em seguida, calculamos a variação de temperatura da solução onde:

.

Logo:

297,15 – 300,15

17

-3

Com os dados obtidos, calculamos o calor da solução, utilizando a fórmula abaixo.

Logo:

105,04 . 4,18 . -1. -1 . -3

- 1317,20

Calculou-se a variação de temperatura do calorímetro, onde:

297,15 – 302,15

- 5

Utilizando-se a constante do calorímetro encontrado, foi calculado o calor do calorímetro

utilizando a fórmula:

Onde:

35,87 . -1 . – 5

-179,35

Como a soma algébrica dos calores trocados (recebidos e cedidos) é igual a zero, obtém-se a

expressão:

18

- (-1317,20 )- (-179,35 )

+1496,55

O número de mols foi calculado da seguinte forma:

Logo o ∆H de dissolução do NH4Cl pode ser calculado da seguinte forma:

7.3 DETERMINAÇÃO DO ∆H DE DISSOLUÇÃO DO NaOH

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para a determinação do ∆H de dissolução do NaOH.

100 mL

3, 8929 g

1,0 mol. L-1

27,0°C

35,0°C

De acordo com a reação de dissolução de NaOH, tem-se:

19

Efetuou-se os cálculos para sabermos a massa de NaOH necessária para obtermos uma

solução de 100 mL cuja molaridade era de 1,0 mol.L-1.

Logo, a massa pesada foi 4,0133 g onde houve um pequeno aumento na molaridade.

Utilizando-se de uma regra de três, obtivemos a pureza do NaOH.

4,0133 g ― 100 %

X ― 97 %

X = 3,8929 g

Utilizando a fórmula da densidade calculamos a massa do solvente.

0,9965166 . 0,1

0,09965166

99651,66

99,65 g

Com este dado calculamos a massa da solução.

20

99,65 g + 3,8929 g

103,54 g

Em seguida, calculamos a variação de temperatura da solução onde:

.

Logo:

308,15 K – 300,15 K

8 K

Com os dados obtidos, calculamos o calor da solução, de acordo com a fórmula:

Logo:

103,54 . 4,18 . -1. -1 . 8

+3462,3

Calculamos a variação de temperatura do calorímetro, onde:

308,15 – 296,15

12

Utilizando-se a constante do calorímetro encontrado, foi possível calcular o calor do

calorímetro utilizando a seguinte fórmula:

Onde:

21

35,87 . -1 . 12

430,44

Como a soma algébrica dos calores trocados (recebidos e cedidos) é igual a zero, obtém-se a

expressão:

- (+3462,37 )- (430,44 )

-3892,81

O número de mols foi calculado da seguinte forma:

Logo o ∆H de dissolução do NaOH pode ser calculado da seguinte forma:

7.4 DETERMINAÇÃO DO ΔH DE NEUTRALIZAÇÃO

22

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para a determinação do ΔH de neutralização do

NaOH e HCl.

0,8976 mol. L-1

50 mL

27,0ºC

1,1040 mol. L-1

50 mL

27,5ºC

Temperatura do calorímetro vazio 25°C

Temperatura final (equilíbrio) 34°C

De acordo com a reação de neutralização do NaOH e HCl, tem-se:

Sabendo-se o volume e a molaridade é possível encontrar o número de mols de NaOH, como

segue a equação:

Considerando uma aproximação da molaridade da solução de NaOH igual a 0,08976 mol.L -1,

encontrou-se a massa do hidróxido de sódio:

Calculou-se a massa do solvente através da seguinte fórmula:

23

0,9965166 . 0,05

0,04982

49825,8

49,82 g de água

Logo a massa da solução de hidróxido de sódio será

49,82 g + 1,7956 g

51,6156 g

Sabendo-se o volume e a molaridade é possível encontrar o número de mols de HCL, como

segue a equação:

Considerando uma aproximação da molaridade da solução de HCL igual a 1,1040 mol.L -1,

encontrou-se a massa de ácido clorídrico.

Substituindo os valores, tem-se:

Calculou-se a massa do solvente através da seguinte fórmula:

24

0,9963780 . 0,05

0,04981

49818,9

49,8189 g de água

Logo a massa da solução de ácido clorídrico será

49,8189 g + 2,0148 g

51,8337 g

Obtendo a massa da solução, o calor específico da solução considerada próxima da água e as

temperaturas convertidas em Kelvin, podemos calcular , com a expressão:

Logo a variação de temperatura foi calculada:

307,15 K – 298,15 K

9 K

E calculou-se também a massa da solução.

25

Substituindo na fórmula, obtemos:

O calor do calorímetro foi calculado através da fórmula:

35,87 . -1 . 9

322,83

Como a soma algébrica dos calores trocados (recebidos e cedidos) é igual à zero, obtém-se a

expressão:

E isolando , tem-se:

Substituindo os valores temos:

Logo, o calor , é igual à variação de entalpia da reação, ΔH, onde o n é igual ao reagente

limitante da reação, no caso o HCl:

26

8. Conclusão

Nesse experimento foi possível encontrar os valores da constante do calorímetro, além

do de neutralização da solução de hidróxido de sódio e ácido clorídrico e o de

dissolução do hidróxido de sódio e cloreto de amônio. Porém, não se determinou valores

exatos, devido à ineficiência do calorímetro usado, pois o mesmo estava desgastado. Outro

fator que poderia ter contribuído para a não exatidão dos cálculos é a manipulação do sistema

e/ou prática de modo desorganizado.

9. Bibliografia

ATKINS, Peter. W; PAULA, de Julio. Físico- Química. 8° edição. Rio de Janeiro-RJ:

LTC, 2008.

Universidade Federal de Santa Maria. Grupo de Ensino de Física. Disponível em:

<http://www.ufsm.br/gef/Calor/calor02.pdf >. Acesso em 22 de junho: 2011.

BASSALO, J. M. Fillardo. A Crônica do Calor- Calorimetria- Revista Brasileira de Ensino de

Física. Vol. 14, 1992. Disponível em: < http://www.sbfisica.org.br/rbef/pdf/vol14a06.pdf >.

Acesso em 22 de junho: 2011.

TAVARES, Guilherme W; PRADO, Alexandre G. S. Calorímetro de Gelo. Quim. Nova, Vol.

33, Nº. 9, 1987-1990, 2010. Disponível em:

< http://quimicanova.sbq.org.br/qn/qnol/2010/vol33n9/29-ED09749.pdf >. Acesso em 22 de

junho: 2011.

FONTES. Rui. Notas de Termodinâmica Química e Calorimetria. Disponível em:

<http://users.med.up.pt/ruifonte/PDFs/PDFs_arquivados_anos_anteriores/2005-2006/

Notas_de_termodinamica_quimica_e_calorimetria.pdf >. Acesso em 22 de junho: 2011.

27

Disponível em: < http://ccmm.fc.ul.pt/vnunes/ensino/TQ_Cap3.pdf >. Acesso em 22 de

junho; 2011.