Baixe Relatório Química Geral: termoquímica e outras Provas em PDF para Engenharia Informática, somente na Docsity! UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ CURSO DE ENGENHARIA DE COMPUTAÇÃO ANDRÉ LUCAS SILVA KLEISSON ROQUE TEDESCO LUIS FELIPE BENEDITO VAGNER MARTINELLO PRÁTICA 7 TERMOQUÍMICA PATO BRANCO 2010 1. INTRODUÇÃO Em nosso dia-a-dia acontece várias reações químicas que recebem ou liberam energia. A esses tipos de reações damos o nome de endotérmicas e exotérmicas, respectivamente. A partir disso, o objetivo do experimento é caracterizar algumas reações conforme a liberação ou não de energia. 2. DESENVOLVIMENTO TEÓRICO Cada substância numa reação apresenta uma certa quantidade de energia, denominada entalpia. Porém, não existe nenhum cálculo que nos permite calcular a entalpia de cada substância, na prática, o que conseguimos calcular é a variação de entalpia de uma reação química. [1] A variação de entalpia nos permite calcular a variação de energia de cada reação química realizada em condições de pressão constante. O cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão genérica a seguir: [2] ∆ = − (Equação 1) O valor da entalpia, no sistema internacional de unidades, é dado em joule más pode ser expressadas em calorias.[3] 1 ≅ 4,2 (Equação 2) Nas reações exotérmicas, ocorre a liberação de calor, portanto a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. Sendo assim, a variação de entalpia de uma reação exotérmica é sempre menor que zero, ou seja, é sempre negativa. [4] Graficamente, temos: Ao contrário das reações exotérmicas, as reações endotérmicas absorvem calor, logo a variação de entalpia é sempre positiva, pois a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. [5] V ar ia çã o d e e n ta lp ia Caminho da reação Reações exotérmicas ΔH H Produtos H Reagentes ΔH < 0 com o auxílio de uma pipeta, e encostamos o tubo no pulso para observar a variação de temperatura. No experimento 2, em outro tubo de ensaio adicionamos, com o auxílio de uma pipeta, 2 mL de água destilada e medimos a temperatura desta água com um termômetro. Após este procedimento, adicionamos uma pastilha de NaOH ao tubo e o agitamos até a dissolução completa da pastilha. Então, medimos a temperatura do sistema para a observação da variação da temperatura. Já no experimento 3, o processo foi o mesmo do experimento 2, porém, em vez de usarmos uma pastilha de NaOH, foi adicionado uma pitada de NH4NO3 em estado sólido. No experimento 4, usamos 2 tubos de ensaio, onde em um foi adicionado, com uma pipeta, 1mL de HCl e medida a sua temperatura com o auxílio de um termômetro. O mesmo processo foi feito no outro tubo de ensaio, porém foi usado NaOH. Após este procedimento, misturamos as soluções em um único tubo de ensaio e com o auxilio de um termômetro, medimos a temperatura do sistema para a observação da variação de temperatura para as substâncias misturadas e livres. 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES Observando as experiências, pode se concluir que a tempera dos experimentos variava conforme as substancias adicionadas ou as … submetidas. No primeiro experimento, submetemos sulfato de cobre penta-hidratado à combustão, pode se perceber que a cor da substância variou de azul para branco, e a temperatura da mesma aumentou, assim o sulfato absorveu calor. Logo após aguardou-se a temperatura da substancia diminuir a adicionou-se água em temperatura ambiente. A coloração voltou a azul e a temperatura do mesmo não se alterou, ou seja com a combustão o sulfato desidratou e com a adição de água ele voltou a forma original obedecendo a seguinte reação: Absorvendo calor: ,-.5( ) + /0 1 → ,-.( ) + 5() ↑ (Equação 5) Liberando calor: CuSO4(s) + 5H2O(l) ↔ CuSO4(s)H2O(s) (Equação 6) No segundo experimento, tinha-se água à 19 graus, adicionou-se NaOH e agitou-se a solução e a temperatura da substancia aumentou para 22 graus, o sistema absorveu calor em uma reação endotérmica descrita a seguir: H2O + NaOH ↔ NaOH + H2O + calor Δ (Equação 7) No terceiro experimento, tinha-se agua a 19 graus, adicionou-se NH4NO3 agitou-se até haver dissouluçao, e a temperatura do sistema diminuiu para 17 graus em uma reaçao exotermica, assim o sistema liberou calor com o descrito na reaçao a seguir: H2O + NH4NO3 ↔ H2O + NH4NO3 (Equação 8) No quarto experimento, tinha-se em um tubo de ensaio NaOH à 19 graus, e em outro HCl à 19 graus também. Juntando as duas substancias pode-se perceber que a temperatura da do sitemas passou de 19 graus para 21 graus, absorvendo calor e formando uma reação endotérmica descrita a seguir: HCl(l) + NaOH(l) ↔ HCl(l) + NaOH(l) (Equação 9) 5. CONCLUSÃO A partir das analises feitas, concluímos que a variação de calor de um sistema a partir da adição de um elemento não significa que este elemento faz o sistema ter um aumento ou redução de calor, e sim, que esta variação depende do sistema em geral. 6. REFERÊNCIAS 1 USBERCO J.; SALVADOR E.; Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002. 2 http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index.php 3 http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/index.php 4 Editora COC, Físico-química II, pré-vestibular. 5 Editora COC, Físico-química II, pré-vestibular. 6 USBERCO J.; SALVADOR E.; Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002. 7 USBERCO J.; SALVADOR E.; Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002. 8 http://www.soq.com.br/conteudos/em/termoquimica/p5.php 9 USBERCO J.; SALVADOR E.; Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002.